Redoxreaktionen werden in der Realschule je nach Zweig unterschiedlich behandelt. Es gibt drei verschiedene Wahlpflichtfächergruppen:

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1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A Pfitzner Demonstrationsversuche im Wintersemester 2010/2011 Dozentin: Dr. M. Andratschke Referentin: Diane Zeidler Redoxprozesse Lehrplanbezug Redoxreaktionen werden in der Realschule je nach Zweig unterschiedlich behandelt. Es gibt drei verschiedene Wahlpflichtfächergruppen: I mathematischnaturwissenschaftlicher Bereich II wirtschaftlicher Bereich III sprachlicher, musischgestaltender, hauswirtschaftlicher, sozialer Bereich Im Zweig I wird die Redoxreaktion bereits in der 8. Jahrgangsstufe unter dem Punkt 8.5. Oxidation und Reduktion als Sauerstoffübertragung und in der 9. Jahrgangsstufe bei 9.2. Redoxreaktionen durchgenommen. Im Zweig II und III sind Redoxreaktionen ein umfangreicher Teil der 9. Jahrgangsstufe. Das Thema lautet 9.5. Oxidation und Reduktion als Sauerstoffübertragung. [1, 2] 2. Der Begriff Redoxreaktion Eine Redoxreaktion (eigentlich: ReduktionsOxidationsReaktion) ist eine chemische Reaktion, bei der ein Reaktionspartner Elektronen auf den anderen überträgt. Bei einer solchen ElektronenübertragungsReaktion finden also eine Elektronenabgabe (Oxidation) durch einen Stoff sowie eine Elektronenaufnahme (Reduktion) statt. [3] Die Abgabe von Elektronen nennt man Oxidation. Stoffe, die andere Stoffe dazu anregen, Elektronen abzugeben, bezeichnet man als Oxidationsmittel. Sie werden dabei selbst reduziert. Die Aufnahme von Elektronen nennt man Reduktion. Stoffe, die andere Stoffe dazu anregen, Elektronen aufzunehmen, bezeichnet man als Reduktionsmittel. Sie werden dabei selbst oxidiert. [4] 3. Bestimmung der Oxidationszahlen Der Begriff Oxidationszahl (OZ) wird häufig auch als Oxidationsstufe bezeichnet. Dies sind formale Ladungszahlen, die zur Erleichterung der ElektronenBuchführung verwendet werden. Sie werden innerhalb von Formeln als römische Ziffern angegeben [5]. Um Bezeichnungsweisen zu vereinheitlichen, wurden von der IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) folgende Regeln festgesetzt: 1

2 Die Oxidationszahl der Atome in Elementen ist Null Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung (z. B. Cl hat die Oxidationszahl I, Mg 2+ hat die Oxidationszahl + II) Bei neutralen mehratomigen Molekülen und bei mehratomigen, geladenen Teilchen ist die Summe der OZ aller Atome gleich der Außenladung Fluor in Verbindungen hat immer die Oxidationszahl I Wasserstoff in Verbindungen hat meist die Oxidationszahl + I Sauerstoff in Verbindungen hat meist die Oxidationszahl II Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome einer mehratomigen neutralen Verbindung ist immer Null [6] 4. Experiment 1: Umsetzung von Aluminium mit Brom [7] Chemikalien Materialien Br 2 (Brom) Al (Aluminium) Erlenmeyerkolben Topf Stativ Tiegelzange Sand Durchführung: Das Experiment muss auf Grund der giftigen Dämpfe des Broms im Abzug durchgeführt werden! Der Erlenmeyerkolben wird senkrecht in das Stativ eingespannt, darunter stellt man den Topf mit gefülltem Sand. Man gibt einige Milliliter Brom in den Kolben. Anschließend legt man mit Hilfe der Tiegelzange ein kleines zusammengeknülltes Aluminiumkügelchen hinein und schließt sofort den Abzug. Beobachtung: Nach ca. 510 Sekunden reagiert das Aluminiumkügelchen unter Feuererscheinung und Rauchentwicklung. 2

3 Auswertung: Oxidation: Al Al e Reduktion: Br e 2 Br Redoxreaktion: 2 Al + 3 Br 2 2 AlBr 3 Das Brom wird zu Bromidionen reduziert, das Aluminium zu Aluminiumionen oxidiert es entsteht das Salz Aluminiumbromid 5. Aufstellen von Redoxgleichungen [8] 1. Getrennte Formulierung der beiden beteiligten Redoxsysteme 2. Feststellen der Oxidationszahlen der oxidierten und der reduzierten Form 3. Differenz der Oxidationsstufen = Zahl der abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen 4. Prüfung der Elektroneutralität Auf beiden Seiten muss die Summe der elektrischen Ladungen gleich groß sein. [8] Ausgleich der Differenz bei Reaktionen in saurer Lösung mit H 3 O +, in basischer Lösung mit OH. 5. Auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung muss die Anzahl der Atome jeder Atomsorte gleich groß sein, der Stoffausgleich erfolgt durch H 2 O. [8] 6. Addition der beiden Teilgleichungen 6. Experiment 2: Permanganationen als Oxidationsmittel [9] Chemikalien KMnO 4 (Kaliumpermanganat) H 2 SO 4 (Verdünnte Schwefelsäure) FeSO 4 (Eisen(II)sulfat) Materialien 2 Reagenzgläser Reagenzglashalter Holzspan NH 4 SCN (Ammoniumthiocyanat) C 2 H 2 O 4 (Oxalsäure) 3

4 Durchführung: Zwei Reagenzgläser füllt man zu einem Drittel mit einer Lösung aus verdünnter Schwefelsäure und Kaliumpermanganat (violette Lösung). In das erste Reagenzglas gibt man Eisen(II)sulfat. Nach der Entfärbung der Lösung fügt man Ammoniumthiocyanat hinzu. In das zweite Reagenzglas gibt man zur Kaliumpermanganatlösung Oxalsäure hinzu. Beobachtung: Die KMnO 4 Lösung entfärbt sich durch Zugabe der Eisensulfatlösung. Eine Spatelspitze voll Ammoniumthiocyanat bewirkt, dass sich die entfärbte Lösung dunkelrot färbt [10, 11]. Die zweite KMnO 4 Lösung entfärbt sich durch die Zugabe von Oxalsäure ebenfalls. Durch Erhitzen dieser Flüssigkeit entstehen in der Lösung kleine Bläschen, woraufhin man sofort einen brennenden Holzspan in das Reagenzglas einführt. Der Holzspan erlischt. Auswertung: Im ersten Reagenzglas werden die Fe 2+ Ionen mit Hilfe des Oxidationsmittels MnO 4 zu Fe 3+ Ionen oxidiert, die Oxalsäure im zweiten Reagenzglas wird zu Kohlenstoffdioxid (CO 2 ) oxidiert. Das Permanganation wird in beiden Fällen zu Mn 2+ Ionen reduziert. Durch die folgenden Reaktionsgleichungen soll der Vorgang verdeutlicht werden: +VII Reduktion: MnO 4 +II + 5 e 8 H 3 O + Mn H 2 O +II +III Oxidation: Fe 2+ Fe 3+ + e. 5 Redoxreaktion: MnO H 3 O Fe 2+ Mn H 2 O + 5 Fe 3+ Um zu beweisen, dass Fe 3+ Ionen entstanden sind, gibt man Ammoniumthiocyanat dazu Rotfärbung der Lösung (Fe SCN Fe(SCN) 3 ) Reduktion: +VII MnO e + 8 H 3 O + +II Mn H 2 O. 2 +III +IV Oxidation: H 2 C 2 O H 2 O 2 CO e 2 H 3 O +. 5 Redoxgleichung: 2 MnO H 3 O H 2 C 2 O 4 2 Mn H 2 O + 10 CO 2 4

5 Um das entstehende Kohlenstoffdioxid nachzuweisen, führt man die Glimmspanprobe durch. Der brennende Glimmspan erlischt, sobald man ihn in das Reagenzglas taucht. 7. Experiment 3: Erschüttelter Farbwechsel [12] Chemikalien C 6 H 12 O 6 (Glucose) NaOH (NatriumhydroxidPlätzchen) C 16 H 18 ClN 3 S (Methylenblau) Materialien Rundkolben Becherglas Stopfen Durchführung: Man gibt in den Rundkolben Glucose und eine Lösung aus 10 g Natriumhydroxidplätzchen und destilliertem Wasser. Im Becherglas setzt man eine 0,2 %ige wässrige Methylenblaulösung an. Anschließend gibt man davon 10 ml in den Rundkolben. Die Lösung erscheint blau. Man verschließt den Kolben mit dem Stopfen. Beobachtung: Innerhalb weniger Minuten entfärbt sich die Lösung und ist farblos. Durch Schütteln erhält die Lösung ihre blaue Farbe zurück. Auswertung: Glucose ist ein Reduktionsmittel und reduziert das Methylenblau zum farblosen Leukomethylenblau. Glucose wird dabei zur Gluconsäure (Zuckersäure) oxidiert. Durch Schütteln des Kolbens wird das Leukomethylenblau mit Hilfe von Luftsauerstoff wieder zum Methylenblau oxidiert. O 2 C 6 H 12 O 6 2 H Leukomethylenblau Methylenblau Abb. 1 Strukturformeln der Redoxreaktion von Leukomethylenblau und Methylenblau [13] 5

6 Quellenangaben: [1] 0808b43 (Stand: ) [2] 4d027dd (Stand: ) [3] (Stand: ) [4] P. Y. Bruice: Organische Chemie, 5. Aktualisierte Auflage, Pearson Studium Verlag München, Deutsche Bearbeitung von Oliver Reiser, 2007, S [5] M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie, 1. Auflage, Spektrum Akademischer Verlag, München, 2004, S. 232 [6] C. E. Mortimer, U. Müller: Chemie Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, Georg Thieme Verlag, Stuttgart, 2003, S [7] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenbourg Schulbuchverlag GmbH, München, 1995, S [8] E. Riedel: Allgemeine und anorganische Chemie, 8. Auflage, Walter de Gruyter GmbH & Co. KG, Berlin, New York, 2004, S [9] H. Keune, W. Filbry: Chemische Schulexperimente, Band 2 Anorganische Chemie, erster Teil, Verlag Harri Deutsch, Thun, Frankfurt am Main, 1978, S [10] G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 16. Auflage, S. Hirzel Verlag Stuttgart, 2006, S. 418 [11] G. Meyendorf: Einfache chemische Schülerexperimente, Verlag Harri Deutsch, Thun, Frankfurt am Main, 1985, S. 127 [12] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenbourg, Schulbuchverlag GmbH, München, 1995, S. 338 [13] Eigene Zeichnung mit Hilfe des Zeichenprogrammes ChemSketch Version 12.0 Rel. 2 (Freeware) s. auch (Stand: ) 6

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