Chemie Zusammenfassung JII.2 #1

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1 Chemie Zusammenfassung JII.2 #1 Oxidation/Reduktion/Oxidationsmittel/Reduktionsmittel/Redoxpaar In einer elektrochemischen Reaktion gehen Elektronen von einem Stoff zu einem anderen über. Wenn ein Stoff Elektronen abgibt, so wird er oxidiert. Nimmt er Elektronen auf, so wird er reduziert. In der hier gezeigten Reaktion wird das elementare Magnesium reduziert. Es hat normalerweise zwei Außenelektronen und es gibt diese dem Sauerstoff. Magnesium ist der Elektronendonator wird also oxidiert, der Sauerstoff akzeptiert die Elektronen und wird reduziert. Weitere Begriffe sind Oxidations und Reduktionsmittel. In dieser Reaktion ist das Oxidationsmittel der Sauerstoff, weil er das Magnesium dazu bringt zu oxidieren, das Reduktionsmittel ist dann logischerweise das Magnesium, weil es den Sauerstoff durch die Elektronenabgabe zur Reduktion zwingt. Das entstehende MagnesiumIon ist nun aber wiederum ein Oxidationsmittel, da es die zwei Elektronen vom Sauerstoff wieder aufnehmen könnte. Ebenso wäre das doppelt negativ geladene SauerstoffIon nun ein Reduktionsmittel. Weiterhin bilden Magnesium und MagnesiumIon ein korrespondierendes Redoxpaar (diese bestehen immer aus der reduzierten und der oxidierten Form eines Stoffes. Ein Redoxpaar schreibt man, indem man zunächst die reduzierte (grüne) Form schreibt und anschließend die oxidierte (blaue) Form getrennt von einem Schrägstrich. O 2 / O 2 Mg / Mg 2 Red / Ox Alle gerade erkannten Sachen sieht man noch einmal hier in der Reaktionsgleichung: Mg O 2 Mg 2 O 2 wird oxidiert wird reduziert korrespondierendes Paar II Mg O 2 Mg 2 O2 Reduktionsmittel Oxidationsmittel Oxidationsmittel Reduktionsmittel korrespondierendes Paar I

2 Oxidationszahlen Oxidationszahlen helfen dabei zu überprüfen, ob es sich bei einer Reaktion um eine Redoxreaktion oder eine andere Reaktion handelt. Dabei bekommt jeder Stoff und jedes Element oder Ion eine Oxidationszahl, die für gewöhnlich andersfarbig über das Element oder Ion geschrieben wird. Oxidationszahlen bestimmen Bei der Zuweisung von Oxidationszahlen muss man Regeln befolgen, die in der folgenden Reihenfolge anzuwenden sind. Die Regeln sind: Nr.: Regel Beispiel 1 Elemente und Elementmoleküle erhalten die 0 0 Oxidationszahl 0 Mg O 2 Mg 2 O 2 2 Metalle bekommen eine positive Oxidationszahl. Sind sie in der ersten Hauptgruppe erhalten sie meist I, in der zweiten erhalten sie meist II. Fluor erhält die Zahl I. 3 Der Wasserstoff erhält die Oxidationszahl I. 4 Der Sauerstoff erhält die Oxidationszahl II. 5 Ein Halogenatom bekommt die Oxidationszahl I. Weiterhin gilt, dass in Moleküle ohne Ladung immer die Zahl 0 herauskommen muss, wenn man die Oxidationszahlen addiert. Handelt es sich um Ionen muss die Ladung des Moleküls herauskommen. So kann man oft fehlende Oxidationszahlen erschließen. 0 0 I Na O 2 Na O I 2 H 2 O 2 2 H 2 O 0 0 I II 2 H 2 O 2 2 H 2 O 0 0 I I H 2 Cl 2 2 HCl I? II AgNO 3? II NO 3 I V II AgNO 3 V II NO 3 Wenn sich also die Oxidationszahlen von Edukt und Produkt eines Atoms unterscheiden, so hat eine Redoxreaktion stattgefunden. Redoxreaktionen aufstellen Wenn man weiß, wer mit wem in einer Redoxreaktion reagieren soll, kann man mit Hilfe der Oxidationszahlen herausfinden, wie die Reaktion genau abläuft (d.h. man kann die Zahlen vor den jeweiligen Teilchen herausfinden die Stöchiometrie). 1. Schritt: Oxidation und Reduktion aufstellen Nehmen wir einmal als Beispiel die Reaktion von Fe 2 mit MnO 4 zu Fe 3 und Mn 2 in saurer Lösung. Dabei haben wir zwei Einzelreaktionen die ablaufen. Einmal reagiert das Fe 2 zu Fe 3 und dann reagiert noch MnO 4 zu Mn 2. Es ergeben sich also folgende Reaktionen (die Anzahl der Elektronen ergeben sich übrigens über die Oxidationszahlen): Fe 2 Fe 3 5 MnO 4 Mn 2

3 2. Teilreaktionen verbessern Schauen wir uns nun noch einmal die Reaktionsgleichungen an, so erkennen wir, dass die erste Reaktion sehr wohl aufgeht. Vorher einmal Eisen, nachher auch und wo das Elektron herkommt ist auch klar. Hier gibt es zunächst erst mal nichts zu verbessern Schauen wir uns dagegen die zweite Gleichung an, erkennen wir einen Fehler. Der Sauerstoff, der bei den Edukten steht verschwindet wir müssen ihn also ausgleichen. Da die hier ablaufende Reaktion in einer sauren Lösung abläuft nehmen wir einfach die Protonen (aus den H 3 O Ionen) die so oder so in der sauren Lösung sind und lassen sie zu Wasser reagieren. Zur Info: wär die Reaktion im alkalischen Umfeld müssten WasserAtome zu OH Ionen reagieren Anzahl und der Rest bleibt aber. Wir haben bei den Edukten 4 Sauerstoffe und nachher brauchen wir ebenso 4 Sauerstoffe, es muss also 4mal Wasser entstehen! Und um dies zu Schaffen brauchen wir natürlich dann auf der Gegenseite natürlich die Doppelte Menge an Wasserstoff nämlich 8. Damit ergeben sich für die Teilreaktionen: 8 H Fe 2 Fe 3 5 MnO 4 Mn 2 4 OH 2 3. Elektronenzahl ausgleichen Wir wollen jetzt, dass beide Reaktionen gleichzeitig ablaufen. Momentan ist das aber so, dass die obere Reaktion nur ein Elektron produziert die untere aber 5 braucht um abzulaufen. Die Konsequenz: Wir müssen die obere Reaktion mal 5 nehmen um die richtige Elektronenzahl zu erhalten. Damit haben wir folgende Gleichungen: 5 Fe 2 5 Fe H 5 MnO 4 Mn 2 4 OH 2 4. Addieren der beiden Gleichungen Nun müssen wir nur noch beide Gleichungen addieren, sodass wir die Gesamtgleichungen erhalten. Das ist vermutlich der einfachste Schritt: 8 H 5 Fe 2 5 Fe MnO 4 Mn 2 4 OH MnO 4 Fe 3 Fe 2 H 5 5 Mn 2 OH 2 5. Kürzen Bevor wir die tatsächliche Gesamtgleichung dann haben müssen wir noch Sachen rauskürzen, die auf beiden Seiten vorkommen in diesem Fall sind dass die 5 Elektronen. In der untersten Zeile haben wir dann die schlussendliche Gleichung: 5 Fe Fe 3 5 Mn 2 4 OH 2 H 5 MnO H MnO 4 Fe 3 Fe Mn 2 OH 2 4

4 Redoxreihe Wenn man Metalle in Metalllösungen gibt reagiert nicht jedes Metall mit jedem. Gibt man beispielsweise ein Silberblech in eine KupfersulfatLösung, so reagieren die beiden nicht miteinander, geben wir allerdings ein Kupferblech in eine SilbernitratLösung, so entsteht ein silberner Niederschlag auf dem Kupferblech elementares Silber. Die obere Reaktion läuft nicht ab, da das Silber das edlere Metall ist. Es hat eher das Bestreben seinen Elementaren Zustand nicht aufzugeben um zu einem Ion zu werden. Umgekehrt läuft die zweite Reaktion ab, weil das SilberIon den atomaren Charakter eher haben möchte als das Kupfer! CuSO 4 2 AgNO 3 Ag Cu 2 Ag Cu(NO 3 Mit solchen Experimenten lassen sich alle Stoffe in einer sogenannten Redoxreihe anordnen. Desto weiter oben ein Element in einer solchen Redoxreihe steht, desto edler ist es und desto eher möchte es im elementaren Zustand vorliegen. Edle Stoffe sind also starke Oxidationsmittel und damit schwache Reduktionsmittel. Stärke des Reduktionsmittels Pt Au Ag Cu Fe... Stärke des Oxidationsmittels edler Charakter Galvanische Elemente Bei galvanischen Elementen werden zwei Bleche verschieden edler Metalle (hier Zink und Kupfer) in deren Lösungen getaucht (hier Kupfer und Zinksulfat). Die beiden Lösungen müssen verbunden sein, sollen sich aber nicht vermischen von daher trennt ein Diaphragma (siebartige, dünne Folie) die beiden Lösungen. Schreibweise: / // / Was passiert jetzt also? Im Kupferblech sind freie Elektronen vorhanden (Metallelektronen die man auch für den Stromfluss braucht) und diese freien Elektronen können nun mit den KupferIonen aus der KupfersulfatLösung reagieren und dabei entsteht mehr elementares Kupfer am Kupferblech. Irgendwann reichen aber die Elektronen im Kupfer nicht mehr aus und es werden auch Elektronen vom Zinkblech über das Kabel rüber gezogen. Wenn auch die knapp werden, kann auch das Zink im Zinkblech reagieren. Dieses gibt zwei Elektronen ab und wird zum ZinkIon, geht also in Lösung. Cu Cu 2 Cu 2 Zn 2 Zn Zn 2 Damit haben wir eine Seite die Elektronen produziert und eine, die sie aufnimmt. Es kann also ein kontinuierlicher Stromfluss entstehen dessen Stärke wir messen können. Die Stärke des Stromflusses hängt von den beiden Atomen ab, die verwendet werden. Desto größer der Unterschied zwischen den beiden Metallen bezüglich deren edlem Charakter, desto größer die gemessene Stromstärke. Das hier abgebildete galvanische Element heißt übrigens Daniellelement. Weiterhin ist die Elektronen produzierende Seite mit dem Zink (also mit dem unedleren Element) der Minuspol, also die Anode. Die Elektronen abnehmende Seite ist der Pluspol, die Kathode.

5 Standardwasserstoffelektrode Die Spannung die entsteht möchte man nun noch berechnen können. Um dies zu tun braucht man ein Vergleichselement zu dem man alle anderen Werte angibt. Dieses Vergleichselement ist die galvanische Halbzelle mit Wasserstoff an einer Platininertelektrode (inert: die Platinelektrode ist dabei nur vorhanden, da man elementaren Wasserstoff schlecht als Blech ins Element bringen kann und da Wasserstoff keine Elektronen leitet, das Platin dagegen hat luftgefüllte Hohlräume in der sich der elementare Wasserstoff aufhalten kann die Elektrode reagiert nicht mit!). Die Spannung des Elements wird dann bei Konzentrationen von 1 mol/l einem Druck von 1013hPa und einer Temperatur von 25 C gemessen und die Wasserstoffhalbzelle produziert (definitionsgemäß) keine Spannung! Alle entstandene Spannung in einem Wasserstoffelement kommt also (definitionsgemäß) von der Gegenüberliegenden Halbzelle. Das Gemessene Potential der gegenüberliegenden Halbzelle wird als Standartpotential bezeichnet und ist für ein bestimmtes RedoxPaar einzigartig. Die Standartpotentiale kann man in Tabellen ablesen, die wir auch in der Klausur bekommen werden. Überprüfung ob Redoxreaktionen ablaufen Reaktionsgleichung aufstellen Mit Hilfe der Spannungspotentiale kann man überprüfen ob eine Redoxreaktion freiwillig abläuft oder nicht. Dazu wird zunächst die Reaktion ganz normal aufgestellt. Hier als Beispiel nehmen wir mal die Reaktion von Zink mit SilbernitratLösung. Die Reaktionsgleichung dazu wäre: Zn 2 AgNO 3 2 Ag Zn(NO 3 Reaktionspaare bestimmen Die Reaktionsgleichung besteht aus zwei Teilreaktionen. Einmal der Oxidation und einmal der Reduktion. Diese Reaktionsgleichungen bestehen aus Redoxpaaren, die wir ja weiter oben schon kennengelernt haben. Die Paare hier sind: Zn Ag / / Zn 2 Ag Standartpotentiale herausfinden Zu diesen Redoxpaaren können wir jetzt aus der Tabelle die zugehörigen Standartpotentiale ablesen. Das Paar mit dem höheren Standartpotential schreiben wir nach oben! Damit haben wir insgesamt: Zn 2 AgNO 3 2 Ag Zn(NO 3 E( / ) = 0.8 E( Zn / Zn 2 ) = 0.76 Ag Ag Überprüfen ob die Reaktion abläuft Nun müssen wir überprüfen, ob die Oxidierte Form des edleren Stoffes und die reduzierte Form des unedleren Stoffes bei den Edukten stehen. Vereinfacht gesagt: die Stoffe die bei den Potentialen

6 oben rechts und unten links stehen müssen auf der rechten Seite der Reaktion stehen, dann läuft die Reaktion ab! Zn 2 AgNO 3 2 Ag Zn(NO 3 E( / ) = 0.8 E( Zn / Zn 2 ) = 0.76 Ag Ag Bei dieser Reaktion stimmt das sie läuft also ab! Die Begründung, die Frau Borchert vermutlich lesen will könnt ihr euch so merken: Der Stoff [oben rechts] ist das stärkere Reduktionsmittel als der Stoff [unten links], deshalb läuft die Reaktion ab! Oder falls die Reaktion nicht abläuft: Der Stoff [oben links] ist das schwächere Oxidationsmittel als der Stoff [unten rechts], deshalb läuft die Reaktion nicht ab! Jetzt muss man nur noch die rot markierten Elemente ersetzen und dann passt die Begründung (so wie ich das verstanden hab) auch der Frau Borchert ;). Übrigens: mit den Standartpotentialen kann man auch die entstehende Spannung an einem galvanischen Element berechnen: Elektrolyse Die Elektrolyse ist der umgekehrte Vorgang zur Galvanisierung. Bei der Elektrolyse werden statt den Metallelektroden, Graphitelektroden verwendet. Zusätzlich wird eine Stromquelle angeschlossen und es wird kein Strom produziert. Entstehen tun nämlich hier die Elemente der gelösten Stoffe. Hier im Beispiel haben wir eine NatriumbromidLösung, also Na und Ionen. Die NatriumIonen sind positiv geladen und werden von der an den MinusPol angeschlossenen Elektrode angezogen. An der Elektrode angekommen, reagiert das NatriumIon mit einem der gelieferten Elektronen zu elementaren Natrium. Dieses Natrium lagert sich dann elementar an der Elektrode an, das nennt sich Natriumbaum. An die am PlusPol angeschlossene Elektrode werden die negativ geladenen Ionen, also die omionen gezogen. Diese haben ein Elektron zu viel und geben dieses an die Elektrode ab. Läuft diese Reaktion zweimal ab, haben wir dann das om in seiner klassischen Form als Elementmolekül. Das om schwimmt als rotbraune Flüssigkeit dann in der Nähe der Elektrode. 2 Na Na Na Na Na Na Wieder gibt es eine Seite die Elektronen liefert und eine die Elektronen abnimmt, wir haben also eine ausgeglichene Reaktion.

7 Das wär sie, die letzte Chemiezusammenfassung die es von mir gibt (wenn sie auch spät kommt). Ich hoffe mal, das ist alles was in der Klausur so dran kommt. Das mit den von mir erfundenen Regeln wie Frau Borchert es hören will sind ein bisschen improvisiert. Keine Garantie darauf dass die immer stimmen und dass sie es wirklich so hören will ich denk aber mal das es passt ;). Wie immer bei Fehlern/Fragen/eigenen Zusammenfassungen/Aufschrieben (auch fürs Abi) könnt ihr mir eine Mail schreiben Ansonsten schon einmal viel Erfolg bei der Klausur morgen und beim Lernen dafür. Gruß, Florian

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