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1 1.10. Redoxreaktionen Redoxgleichungen Beispiel 1: Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu : Mg + O 2 Magnesium wird Beispiel 2: Magnesium reagiert mit Chlor zu : Mg + Cl 2 Magnesium wird Oxidation und Reduktion als Elektronenübergang Oxidation = Elektronen Reduktion = Elektronen Oxidationsmittel = Elektronen Reduktionsmittel = Elektronen Oxidationszahlen Einige Nichtmetall- oxide Name Wasser 2 O Entstehung durch Verbrennung von Entstehungsort Wirkung Kohlenstoffmonoxid CO Kohlenstoffdioxid CO 2 Stickstoffmonoxid NO Stickstoffdioxid NO 2 1

2 Schwefeldioxid SO 2 Schwefeltrioxid SO 3 Beispiel 1: Kohlenstoff reagiert mit Sauerstoff zu = Kohlenstoffdioxid C + O 2 C O 2 = O C O Kohlenstoff wird oxidiert Beispiel 2: Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff zu Wasserstoffdisauerstoff = Wasser 2 + O 2 2O = O Wasserstoff wird oxidiert Oxidationszahlen Um Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen einfach beschreiben zu können, verwendet man Oxidationszahlen Die Oxidationszahl eines Atoms ist die formale Ladung, die dieses Atom erhält, wenn die Bindungselektronen jeweils dem elektronegativeren Element zugeordnet werden. Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen 1. Elemente erhalten die OZ 2. Sauerstoff erhält die OZ (Ausnahmen: OF 2, 2 O 2,...) 3. Wasserstoff erhält die OZ (Ausnahme: Metallhydride) 4. Metallionen erhalten Oxidationszahlen entsprechend ihrer tatsächlichen Ladung 5. Die Summe aller OZ eines Teilchens ist seiner Gesamtladung. 2

3 Aufstellen von Redoxgleichungen 1. Ausgangsstoffe und Endprodukte aus der Aufgabenstellung in Gesamtgleichung eintragen. 2. Anhand der Oxidationszahlen feststellen, welche Elemente oxidiert bzw. reduziert werden. 3. Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen. 4. Teilgleichungen ausgleichen 5. Koeffizienten der Teilgleichungen in die Gesamtgleichung übertragen. Merke: Oxidation bedeutet der Oxidationszahl Reduktion bedeutet der Oxidationszahl Edle und unedle Metalle Je edler ein Metall ist, desto ist es zu oxidieren, d.h., desto gibt es Elektronen ab. Edelmetalle wie,,, und sind daher sehr beständig. Je unedler ein Metall ist, desto ist es zu oxidieren, d.h. desto gibt es Elektronen ab. Unedle Metalle können daher Oxide edlerer Metalle. Beispiele: Thermitverfahren zum Verschweißen von Eisenbahnschienen Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + Fe Aluminothermische Reduktion von Chrom aus seinem Erz Al + Cr 2 O 3 Al 2 O 3 + Cr Die Redoxreihe der Metalle Taucht man einen Eisennagel in eine Cu 2+ -haltige Lösung, so scheidet sich elementares auf dem Nagel ab; gleichzeitig gehen Fe 3+ -Ionen in Lösung: Oxidationsvorgang: + Reduktionsvorgang: + Redoxgleichung: Cu 2+ + Fe Cu + Fe 3+ Taucht man umgekehrt einen Kupferstab in eine Fe 3+ -haltige Lösung, so findet keine Reaktion statt: Cu + Fe 3+ 3

4 Cu ist edler als Fe: Cu ist schwerer zu als Fe. (Korrosionbeständigkeit) Cu 2+ ist leichter zu als Fe 3+. Die Metalle lassen sich nach ihrem edlen Charakter in der Redoxreihe der Metalle einordnen: das jeweils edlere Metall scheidet sich auf dem unedleren Metall ab. Cu 2+ Pb 2+ Zn 2+ Cu Pb Zn + : Abscheidung : keine Abscheidung Redoxreihe der Metalle Na/Na +...Zn/Zn 2+...Pb/Pb 2+...Cu/Cu 2+...Au/Au 3+ Charakter EN Metall ist Reduktionsmittel Charakter EN Ion ist Oxidationsmittel Eisen und Stahl Erze = natürliche Form der Metalle als Verbindungen mit (Sulfide) oder (Oxide) Verhüttung = Gewinnung der reinen Metalle aus ihren. Eisenerz Fe 2 O 3 wird im ochofen durch und zu Roheisen reduziert, das mit ca. 4 % verunreinigt ist. Fe 2 O 3 + C Fe + CO Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 Aufgrund des hohen Kohlenstoffgehalts ist Roheisen sehr und nur als Gußeisen verwendbar. Durch Einblasen von bei ca C wird ein Teil des Kohlenstoffs zu CO oxidiert und entfernt. Man erhält auf diese Weise mit nur noch 0,5-1,5 %, der sich und ziehen lässt. andelsüblicher enthält meist noch Legierungsbestandteile wie z.b. Chrom ( ), Mangan ( ) oder Nickel ( ). 4

5 1.10. Redoxreaktionen Redoxgleichungen Magnesiumband in O 2 und Cl 2 verbrennen, Elemente I S e Beispiel 1 Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid: 2 Mg + O 2 2 Mg 2+ O 2 Magnesium wird oxidiert Beispiel 2: Magnesium reagiert mit Chlor zu Magnesiumdichlorid: Mg + Cl 2 Mg 2+ Cl 2 Magnesium wird oxidiert Oxidation und Reduktion als Elektronenübergang Oxidation = Elektronenabgabe. Reduktion = Elektronenaufnahme. Oxidationsmittel = Elektronenfänger Reduktionsmittel = Elektronenspender Übungen: Aufgaben zu Redoxreaktionen Nr. 1 Reduktion con CuO mit Wasserstoff oder Kohle Oxidationszahlen Einige Nichtmetall- oxide (Internetrecherche) Name Entstehung durch Verbrennung von Entstehungsort Wasser 2 O Wasserstoffverbindungen Verbrennungsmotor Atmung Kohlenstoffmonoxid CO Kohlenstoffverbindungen Verbrennungsmotor bei Sauerstoffmangel Zigaretten Kohlenstoffdioxid CO 2 Kohlenstoffverbindungen Verbrennungsmotor, Atmung Stickstoffmonoxid NO Stickstoffdioxid NO 2 Schwefeldioxid SO 2 Schwefeltrioxid SO 3 Luftstickstoff bei hohen Temperaturen und Sauerstoffmangel Luftstickstoff bei hohen Temperaturen Schwefelverbindungen bei Sauerstoffmangel in Öl und olz Schwefelverbindungen in Öl und olz Übungen: Aufgaben zu Redoxreaktionen Nr. 2 2 e ungiftig Wirkung äußerst giftig, hemmt die Zellatmung. ungiftig, bildet aber in geschlossenen Räumen aufgrund der hohen Dichte einen CO 2 -See Verbrennungsmotor enthält ein ungepaartes Elektron (Radikal) sehr reaktiv giftig und Verbrennungsmotor Kraftwerke und eizungsanlagen Kraftwerke und eizungsanlagen krebserregend. Radikal giftig und krebserregend, typischer Geruch nach Chlor. bildet in der Lunge mit Wasser schweflige Säure 2 SO 3 giftig, auptverursacher des Waldsterbens bildet in der Lunge mit Wasser Schwefelsäure 2 SO 4 giftig Oxidationszahlen Um Redoxreaktionen zwischen Nichtmetallen einfach beschreiben zu können, verwendet man Oxidationszahlen Die Oxidationszahl eines Atoms ist die formale Ladung, die dieses Atom erhält, wenn die Bindungselektronen jeweils dem elektronegativeren Element zugeordnet werden. 5

6 Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen 1. Elemente erhalten die OZ 0 2. Sauerstoff erhält die OZ II (Ausnahmen: OF 2, 2 O 2,...) 3. Wasserstoff erhält die OZ +I (Ausnahme: Metallhydride) 4. Metallionen erhalten positive Oxidationszahlen entsprechend ihrer tatsächlichen Ladung 5. Die Summe aller OZ in einem Teilchen ist gleich der Gesamtladung Beispiel 1: Kohlenstoff reagiert mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdisauerstoff = Kohlenstoffdioxid 2 2 e C + O 2 C+IV O II 2 = O C O Kohlenstoff wird oxidiert Beispiel 2: Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff zu Wasserstoffdisauerstoff = Wasser 2 e 2 + O 2 2 +I O II = Wasserstoff wird oxidiert O Übungen: Aufgaben zu Redoxreaktionen Nr. 3 und 4 Redoxreaktionen mit alogenen Aufstellen von Redoxgleichungen 1. Ausgangsstoffe und Endprodukte aus der Aufgabenstellung in Gesamtgleichung eintragen. 2. Anhand der Oxidationszahlen feststellen, welche Elemente oxidiert bzw. reduziert werden. 3. Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen. 4. Teilgleichungen ausgleichen 5. Koeffizienten der Teilgleichungen in die Gesamtgleichung übertragen. Merke: Oxidation bedeutet Erhöhung der Oxidationszahl. Reduktion bedeutet Verminderung der Oxidationszahl. Übungen: Aufgaben zu Redoxreaktionen Nr. 5 und 6 Beispiel: Stufenweise Reduktion von V 5+ (gelb) V 4+ (blau) V 3+ (grün) V 2+ (hellblau) durch Zugabe einer Zn- Grenalie zu einer Lösung von V 2 O 5 in konz C. Dazu Reaktionsgleichungen mit Oxidationszahlen aufstellen. Warum erkennt man das blaue V 4+ -Ion trotz seiner intensiven Färbung nicht? Edle und unedle Metalle Thermitversuch Je edler ein Metall ist, desto schwerer ist es zu oxidieren, d.h., desto schwerer gibt es Elektronen ab. Edelmetalle wie Au, Ag, Cu, und Pt sind daher sehr korrosionsbeständig. Je unedler ein Metall ist, desto leichter ist es zu oxidieren, d.h. desto leichter gibt es Elektronen ab. Unedle Metalle können daher Oxide edlerer Metalle reduzieren. Beispiele Thermitverfahren zum Verschweißen von Eisenbahnschienen 3 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O Fe Aluminothermische Reduktion von Chrom aus seinem Erz 3 Al + Cr 2 O 3 Al 2 O Cr 6

7 Die Redoxreihe der Metalle Eisennagel in CuSO 4 tauchen, Kupferblech in Fe(NO 3 ) 3 -Lösung tauchen. Taucht man einen Eisennagel in eine Cu 2+ -haltige Lösung, so scheidet sich elementares Kupfer Cu auf dem Nagel ab; gleichzeitig gehen Fe 3+ -Ionen in Lösung: Oxidationsvorgang: Fe Fe e Reduktionsvorgang: Cu e Cu Redoxgleichung: 3 Cu Fe 3 Cu + 2 Fe 3+ Taucht man umgekehrt einen Kupferstab in eine Fe 3+ -haltige Lösung, so findet keine Reaktion statt: Cu + Fe 3+ Cu ist edler als Fe: Cu ist schwerer zu oxidieren als Fe. (Korrosionbeständigkeit) Cu 2+ ist leichter zu reduzieren als Fe 3+. Die Metalle lassen sich nach ihrem edlen Charakter in der Redoxreihe der Metalle einordnen: das jeweils edlere Metall scheidet sich auf dem unedleren Metall ab. Cu Pb Zn + : Abscheidung Cu : keine Abscheidung Pb 2+ + Zn 2+ Redoxreihe der Metalle Na/Na +...Zn/Zn 2+...Pb/Pb 2+...Cu/Cu 2+...Au/Au 3+ unedler Charakter edler Charakter kleine EN große EN Metall ist starkes Reduktionsmittel Ion ist starkes Oxidationsmittel Übungen: Experimente zur Redoxreihe Aufgaben zu Redoxreaktionen Nr Eisen und Stahl Film über Eisen und Stahl Erze = natürliche Form der Metalle als Verbindungen mit Schwefel (Sulfide) oder Sauerstoff (Oxide) Verhüttung = Gewinnung der reinen Metalle aus ihren Erzen Eisenerz (hauptsächlich Fe 2 O 3 ) wird im ochofen durch Koks (C) und Kohlenmonoxid (CO) zu Roheisen (Fe mit ca. 4 % C) reduziert. Fe 2 O C 2 Fe + 3 CO Fe 2 O CO 2 Fe + 3 CO 2 Das Reduktionsmittel Kohlenmonoxid entsteht bei hohen Temperaturen durch die teilweise Oxidation von Koks. 2 C + O 2 2 CO Aufgrund des hohen Kohlenstoffgehalts ist Roheisen sehr spröde und nur als Gußeisen verwendbar. Durch Einblasen von Sauerstoff bei ca C wird ein Teil des Kohlenstoffs zu CO oxidiert und entfernt. Man erhält auf diese Weise Rohstahl mit 0,5-1,5 % C, der sich walzen und ziehen lässt. andelsüblicher Stahl enthält meist noch Legierungsbestandteile wie z.b. Chrom (Korrosionsschutz), Mangan (ärte) oder Nickel (Zähigkeit). Übungen: Aufgaben zu Redoxreaktionen Nr. 8 7

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