Beispiel: Fällung von Bariumsulfat aus einer Sulfat-Ionen enthaltenden Lösung mit Hilfe von Bariumchlorid

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1 Reaktionsgleichungen In der Chemie ist eine Reaktionsgleichung die Kurzschreibweise für eine chemische Reaktion. Sie gibt die Ausgangs und Endstoffe (Reaktanten und Produkte) einer Stoffumwandlung in richtigem Verhältnis (stöchiometrisch) in Formelschreibweise wieder. Beispiel: Fällung von Bariumsulfat aus einer SulfatIonen enthaltenden Lösung mit Hilfe von Bariumchlorid SO BaCl 2 BaSO Cl Auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung steht die gleiche Anzahl von identischen Atomen sowie die gleiche Anzahl von Ladungen. Die beiden Seiten der Reaktionsgleichung sind verbunden durch einen Reaktionspfeil. Dieser liest sich als reagiert zu.

2 Aufstellen von Reaktionsgleichungen in vier Schritten Schritt 1 Welche Stoffe reagieren miteinander, welche Stoffe entstehen? Schritt 2 Aufschreiben der Summenformeln/Verhältnisformeln der Ausgangsstoffe (Edukte) Schritt 3 Aufschreiben der Summen/Verhältnisformeln der Produkte. Schritt 4 Ausgleichen der Reaktionsgleichung. Auf beiden Seiten müssen gleich viele Atome jeder Sorte und gleich viele Ladungen vorhanden sein. Die Summen/Verhältnisformeln dürfen dabei nicht verändert werden. Das Ausgleichen erfolgt durch Erweitern mit Multiplikatoren (den stöchiometrischen Faktoren oder Koeffizienten).

3 Zusätzliche Angaben in Reaktionsgleichungen Es können Angaben darüber gemacht werden, ob bei der Reaktion Wärme an die Umgebung abgegeben wird (ΔH < 0, exotherm) oder aufgenommen wird (ΔH > 0, endotherm). Der Aggregatzustand der beteiligten Stoffe kann durch Zusätze angegeben werden (g) = gasförmig, (l) = flüssig, (s) = fest, (aq) = gelöst Bei Gleichgewichtsreaktionen wird der Gleichgewichtspfeil, ein Doppelpfeil anstelle des normalen Reaktionspfeils verwendet (nicht mit Mesomeriepfeil verwechseln).

4 Arten von Reaktionen Fast alle im Praktikum durchgeführten Reaktionen finden in wässriger Lösung statt. Dort unterscheidet man im Wesentlichen zwei Reaktionstypen: 1. SäureBaseReaktionen: Nach Brönsted werden dabei Protonen von einer Säure auf eine Base übertragen. 2. Redox (= ReduktionsOxidations)Reaktionen: Dabei werden Elektronen von einem Reduktionsmittel auf ein Oxidationsmittel übertragen. Man kann die Reaktionstypen meist sehr gut dadurch unterscheiden, dass sich im zweiten Fall die Oxidationszahlen der beteiligten Stoffe von Reaktant zu Produkt verändern

5 Das Aufstellen von RedoxReaktionen Notwendige Vorkenntnisse: Die Oxidationszahlen (und somit das Elektronegativitätskonzept) muss bekannt sein. Oxidation muss als Elektronenabgabe, Reduktion als Elektronenaufnahme müssen erkannt werden können. Der Aufbau (Konstitution) der verwendeten Substanzen muss bekannt sein. Beispiel in Wasserstoffperoxid, H 2 O 2, existiert eine Bindung zwischen den beiden Sauerstoffatomen, daher ist die Oxidationszahl der OAtome = 1

6 In 5 Schritten zur perfekten RedoxGleichung 1. Schreiben Sie die Reaktanten auf die linke, die Produkte auf die rechte Seite des Reaktionspfeils und ermitteln Sie für alle Atome die Oxidationszahl Beispiel: PermanganatIonen reagieren in saurem Milieu mit Wasserstoffperoxid zu Mangan(2+)Ionen und Sauerstoff MnO 4 + H 2 O 2 Mn 2+ + O 2 MnO 4 ; Mn hat die Oxidationszahl +VII, O hat die Oxidationszahl II H 2 O 2 ; H hat die Oxidationszahl +I, O hat die Oxidationszahl I Mn 2+ ; Mn hat die Oxidationszahl +II O 2 ; O hat die Oxidationszahl 0 (wie alle Elemente) Mn ändert seine Oxidationszahl von +VII nach +II, das ist eine Reduktion O ändert seine Oxidationszahl von I nach 0, das ist eine Oxidation

7 2. Legen Sie jetzt in Teilgleichungen fest, welches die Oxidationsgleichung und welches die Reduktionsgleichung ist und ermitteln Sie, wie viele Elektronen bei jedem Teilschritt fließen. Reduktion: MnO 4 Mn 2+ von +VII nach +II Oxidation: H 2 O 2 O 2 von I nach 0 Aus der Differenz der Oxidationszahlen folgt die Anzahl der übertragenen Elektronen. Reduktion: MnO e Mn 2+ Oxidation: H 2 O 2 O 2 + 2e

8 3. Gleichen Sie die Teilgleichungen unter Zuhilfenahme von H + und H 2 O im Sauren oder OH und H 2 O im Basischen aus. Reduktion: MnO e + 8 H+ Mn H 2 O Oxidation: H 2 O 2 O H + + 2e Protonen und Wasser sind im sauren Millieu immer reichlich vorhanden, sodass es erlaubt ist diese Teilchen zum formalen Ausgleich zu benutzen. Es ist extrem hilfreich die Ladungsdifferenzen in den Ausgangsgleichungen zur Ermittlung der Anzahl der benötigten H+Ionen heranzuziehen Reduktion: MnO e Mn 2+ links 6 negative Ladungen, rechts zwei postive, Differenz = 8 Ladungen Oxidation: H 2 O 2 O 2 + 2e links keine negative Ladung, rechts zwei negative, Differenz = 2 Ladungen

9 4. Da genauso viele Elektronen bei der Reduktion aufgenommen werden müssen wie bei der Oxidation abgegeben werden, muss für die Anzahl der Elektronen der beiden Teilschritte das kleinste gemeinsame Vielfache gesucht werden und dann über Kreuz multipliziert werden. Reduktion: MnO e + 8 H + Mn H 2 O Oxidation: H 2 O 2 O H + + 2e Bei der Reduktion werden 5 Elektronen aufgenommen, bei der Oxidation 2 Elektronen abgegeben. Das KGV ist 10, die obere Gleichung muss hier mit 2, die untere mit 5 multipliziert werden, damit die Gleichung aufgeht. Reduktion: 2 MnO e + 16 H + 2 Mn H 2 O Oxidation: 5 H 2 O 2 5O H e

10 5. Addieren Sie die beiden Teilgleichungen zur Gesamtgleichung und kürzen Sie alle Teilchen weg, die auf beiden Seiten der Gleichung auftreten. Dabei müssen Sie daran denken, dass die Verhältnisformeln unangetastet bleibt. Beispiel: Sie dürfen niemals die Sauerstoffatome im MnO 4 gegen Sauerstoffatome in den Wassermolekülen wegkürzen. Gesamtgleichung: 2 MnO e + 16 H H 2 O 2 2 Mn H 2 O + 5O H e Die Elektronen müssen sich jetzt auf jeden Fall herauskürzen lassen, außerdem treten auf beiden Seiten der Gleichung H+Ionen auf, die ebenfalls gekürzt werden. Fertige RedoxGleichung: 2 MnO H H 2 O 2 2 Mn H 2 O + 5O 2 Am besten wird zum Schluss nochmals überprüft, ob alle Atome in gleicher Anzahl sowohl links als auch rechts vom Pfeil auftauchen.