Reduktion und Oxidation Redoxreaktionen

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1 Reduktion und Oxidation Redoxreaktionen Stahlkonstruktionen die weltberühmt wurden: Eiffelturm Blaues Wunder in Dresden (die grüne Farbe der Brücke wandelte sich durch das Sonnenlicht in Blau um)

2 OXIDATION Viele Stoffe reagieren mit Sauerstoff C + O 2 CO 2 REDUKTION Sauerstoff wird aus der Verbindung abgespalten 2 CuO O Cu REDOXREAKTION Aus Kupferoxid (CuO) lässt sich O 2 nicht durch Erhitzen abspalten. Man benötigt Kohlenstoff (C) dazu, der den Sauerstoff aufnimmt. 2 CuO + C 2 Cu + CO 2 Reduktion Oxidation

3 Erweiterung des RedoxBegriffs: CuO + Mg Cu + MgO Bei der Reaktion geben MagnesiumAtome Elektronen und Kupferionen des Kupferoxids nehmen Elektronen auf. Die Sauerstoffionen bleiben unverändert. OXIDATION Elektronenabgabe Mg Mg e REDUKTION Elektronenaufnahme Cu e Cu

4 Eine chemische Reaktion, bei der einer Verbindung Sauerstoff entzogen wird bzw. Elektronen aufgenommen werden, nennt man REDUKTION. Eine, bei der Sauerstoff aufgenommen wird bzw. Elektronen abgegeben werden, nennt man OXIDATION. In Redoxreaktionen laufen Oxidation und Reduktion gleichzeitig ab.

5 Die OXIDATIONSZAHLEN Die Oxidationszahlen um Elektronenübertragungen beschreiben können Ladung einer Atomart, als wäre sie aus Ionen aufgebaut bindende Elektronenpaare werden vollständig dem Partner mit der höheren Elektronegativität zugeordnet Atome in Elementen haben die Oxidationszahl Null Angabe als römische Zahl über den Elementsymbolen

6 Regeln 1. In einer Verbindung ist die Summe der Oxidationszahlen Null 2. Bei einatomigen Ionen stimmen die Oxidationszahl und Ionenladung überein 3. Metalle haben positive Oxidationszahlen. Alkalimetalle habe immer +I, Erdalkalimetalle haben immer +II 4. Wasserstoff hat die Zahl +I, außer in Metallhydriden I (LiH) 5. Sauerstoff hat die Oxidationszahl II, außer in Peroxiden I und in Fluorverbindungen +I (F 2 O) 6. Die Bindungselektronen werden dem elektronegativeren Atom zugeordnet.

7 REDOXREAKTIONEN Alle Reaktionen, bei denen sich die Oxidationszahlen ändern, sind Redoxreaktionen. H 2 + Cl 2 2 HCl Als Elemente haben Wasserstoff und Chlor die Oxidationszahl Null. In der Verbindung Hydrogenchlorid hat Wasserstoff die Oxidationszahl +I und Chlor die Oxidationszahl I. Übung: Benenne folgende Verbindungen mit Hilfe von Oxidationszahlen Cu 2 S, CuS, Fe 2 O 3, FeO, Fe 3 O 4, FeCl 2, FeCl 3, Mn 2 O 3, MnO 2

8 REDOXREAKTIONEN Zur Erstellung von Redoxreaktionen empfiehlt es sich, Oxidation und Reduktion getrennt anzuschreiben. Man stellt eine Teilgleichung auf, die dann zur vollständigen Reaktionsgleichung kombiniert wird. Bsp.: Manganoxid und Antimonoxid als Redoxpaar 1. Redoxpaar: ManganIVoxid ManganatVII Oxidation AntimonVoxid AntimonIII Reduktion 2. Formel anschreiben: MnO 2 MnO 4 Sb 2 O 5 Sb Vervielfachen: MnO 2 MnO 4 Sb 2 O 5 2 Sb OMangelseite mit H 2 O ergänzen: 2 H 2 O + MnO 2 MnO 4 Sb 2 O 5 2 Sb H 2 O 5. HMangelseite mit H + ergänzen: 2 H 2 O + MnO 2 MnO H + 10 H + + Sb 2 O 5 2 Sb H 2 O

9 6. Ladungen mit e ausgleichen: 2 H 2 O + MnO 2 MnO H + + 3e 4 e + 10 H + + Sb 2 O 5 2 Sb H 2 O 7. Elektronen auf kleinstes gemeinsames Vielfaches bringen: 2 H 2 O + MnO 2 MnO H + + 3e I * 4 4 e + 10 H + + Sb 2 O 5 2 Sb H 2 O I * 3 8 H 2 O + 4 MnO 2 4 MnO H e 12 e + 30 H + + 3Sb 2 O 5 6 Sb H 2 O 8. ERGEBNIS: Links und rechts zusammenzählen und vereinfachen: 14 H MnO Sb 2 O 5 4 MnO Sb H 2 O Kontrolle: links und rechts je 14H, 4Mn, 6Sb, 23O, 14 positive Ladungen

10 REDOXPAARE Reduktionsmittel liefert für die Reaktion notwendigen Elektronen und wird selbst oxidiert zb.: unedle Metalle Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf und werden selbst reduziert zb.: Nichtmetalle Je stärker das Oxidationsmittel umso leichter ist es reduzierbar und umgekehrt: Red. Form Oxid. Form + Elektron Das Gleichgewicht liegt auf der Seite der schwächeren Ox./Red.mittel: Starkes Red.mittel + starkes Ox.mittel schwaches Ox.mittel + schwaches Re.mittel RedoxReihe: Unedleres Metall wird in einer Lösung eines edleren Metalles durch Reduktion abgeschieden. Die unedlen Metalle geben leichter Elektronen ab. Edelmetalle nehmen leicht Elektronen auf. Ihre Ionen dagegen nehmen Elektronen auf und das Metall scheidet sich ab. Je weiter oben ein Metall in der RedoxReihe steht, desto unedler ist es und lösen sich in verdünnten Säuren auf und bilden MetallIonen. Edle Metalle reagieren genau umgekehrt.

11 REDOXREAKTIONEN Spannungsreihe

12 REDOXPAARE Beispiele 1. Korrosionserscheinungen, Rosten: jährlich verrosten in Österreich Eisenwerkstoffe im Wert von mehreren Milliarden Euro; unter Sauerstoffeinfluss und Wasser wird Fe zum rotbraunen Eisenoxid oxidiert; dies ist sehr porös und lässt Wasser eindringen: Fe + O 2 + 2H 2 O Fe OH Zinküberzug, damit das unedlere Metall in Lösung geht und der Stahl nicht angegriffen wird Einfetten, Lackieren oder Kunststoffbeschichtungen schützen vor Korrosion 2. Batterien nützen den Ablauf einer Redoxreaktion, indem am Minuspol ein unedles Metall mit einem starken Oxidationsmittel am Pluspol kombiniert wird 3. Akkus: Nickel/MetallhydridAkku (NiLegierung, das reversibel H 2 absorbeirt und als Metallhydrid gespeichert wird); Bleiakku (Bleiplatten und BleidioxidPlatten in Schwefelsäure) im Auto

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