MgO. Mg Mg e ½ O e O 2. 3 Mg 3 Mg e N e 2 N 3

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1 Redox-Reaktionen Mg + ½ O 2 MgO 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 Mg Mg e ½ O e O 2 3 Mg 3 Mg e N e 2 N 3 Redox-Reaktionen

2 Oxidation und Reduktion Eine Oxidation ist ein Elektronenverlust Na Na + + e - Ein Reduktionsmittel ist ein Atom, Ion oder Molekül, das Elektronen abgibt und so selbst oxidiert wird. Dabei steigt die Oxidationszahl eines der beteiligten Atome. Eine Reduktion ist eine Elektronenaufnahme O e - 2 O 2- Cl e - 2 Cl - Ein Oxidationsmittel ist ein Atom, Ion oder Molekül, das Elektronen aufnimmt und so selbst reduziert wird. Dabei sinkt die Oxidationszahl eines der beteiligten Atome. Oxidationszahlen O wird reduziert C 0 + O 0 2 C +IV O -II 2 C wird oxidiert Eine Oxidation ist eine Erhöhung der Oxidationszahl Eine Reduktion ist eine Erniedrigung der Oxidationszahl

3 Schreibweise von Oxidationszahlen +I -II H O H O 2 +I -II 2 Ermittlung von Oxidationszahlen Die Summe der Oxidationszahlen der Atome in einem Molekül ist gleich seiner Gesamtladung Verbindung Gesamtladung Σ Oxidationszahlen Cr 2 O 7 2- PO muß II ergeben - 3 muß III ergeben H 3 O muß + I ergeben

4 Ermittlung von Oxidationszahlen In einem neutralen Molekül ist die Summe der Oxidationszahl Null. Verbindung Gesamtladung Σ Oxidationszahlen H 2 O Null muß Null ergeben NaCl Null muß Null ergeben Fe 2 O 3 Null muß Null ergeben Ermittlung von Oxidationszahlen Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl gleich der Ladung Einatomiges Ion Ladung Oxidationszahl Na + +1 ist + I Fe ist + III Br - -1 ist - I

5 Ermittlung von Oxidationszahlen Alle Elemente oder Atome in elementarem Zustand haben die Oxidationszahl Null 0 Fe 0 Al 0 H 2 0 S 8 Ermittlung von Oxidationszahlen In nichtmetallischen Verbindungen hat Wasserstoff die Oxidationszahl +I. +I HCl +I H O 2 +I NH 3 In Metallhydriden hat Wasserstoff die Oxidationszahl I. I PbH 4 I LiH

6 Ermittlung von Oxidationszahlen In Verbindungen hat Sauerstoff die Oxidationszahl II. 2 II H O II CO 2 II NO 3 In Peroxiden hat der Sauerstoff die Oxidationszahl I. I H2O 2 I Na2O 2 I BaO 2 Ermittlung von Oxidationszahlen In kovalenten Verbindungen werden den einzelnen Atomen hypothetische Ionenladungen zugeordnet. Elektronegativeren Elementen werden die Elektronen zugeteilt. Die formale Ladung entspricht der Oxidationszahl Verbindung Imaginäre Ionenladung Oxidationszahl H 2 O H +, O 2, H + H 2 O 2 H +, O, O, H + HNO 3 H +, N 5+, 3 O 2 +I -II H O 2 +I I H2O 2 +I +V II H N O 3

7 Ermittlung von Oxidationszahlen Halogene haben die Oxidationszahl I. +I I NaCl +I I KBr In Sauerstoffverbindungen haben sie oftmals positive Oxidationszahlen. +I +I II HClO +I +V II HClO 3 +I +VII II H Cl O 4 Das Element Fluor hat immer die Oxidationszahl I. Andere Halogene können auch positive Werte annehmen: +III I ClF 3 +I I I Br Oxidation und Reduktion Eine Oxidation ist immer an eine Reduktion gekoppelt und umgekehrt. Eine Redoxreaktion beinhaltet immer zwei Redoxpaare: Reduktionsmittel 1 Oxidation Oxidationsmittel 1 + n e Reduktion Oxidationsmittel 2 + n e Reduktion Reduktionsmittel 2 Oxidation Korrespondierende Redoxpaare Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2

8 Korrespondierende Redoxpaare Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 2 Na + Cl 2 2 Na Cl - 2 NaCl 2 Ca + O 2 2 Ca O 2-2 CaO Oxidation und Reduktion Ob die Oxidation oder die Reduktion einer Verbindung stattfindet, hängt vom Reaktionspartner ab. Beispiel: H 2 O 2 als Reduktionsmittel: 2 KMnO H H 2 O 2 H 2 O 2 als Oxidationsmittel: 2 Mn O H 2 O + 2 K + 2 KI + H 2 SO 4 K 2 SO HI H 2 O HI 2 H 2 O + I 2

9 Disproportionierung Redoxreaktion bei der ein Element gleichzeitig in eine höhere und eine tiefere Oxidationsstufe übergeht Beispiele: H 2 O 2 ½ O 2 + H 2 O Cl 2 + OH - HCl + OCl - Chlorkalk: CaCl(OCl) als Desinfektionsmittel z.b. bei Trinkwasseraufbereitung Komproportionierung Redoxreaktion bei der ein Element aus einer höheren und einer tieferen Oxidationsstufe in eine mittlere übergeht. Beispiele: IO I H + 3 I H 2 O Entfernung von H 2 S (Schwefelwasserstoff) durch partielle Oxidation zu SO 2 und folgender Kompropotionierung SO H 2 S 3 S + 2 H 2 O

10 Die Redoxreihe Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Zn Zn 2+ Zn Zn 2+ Zn Cu2+ Cu Cu 2+ Cu Cu 2+ Die Redoxreihe

11 Die Redoxreihe Reduzierte Form Oxidierte Form Mg Mg e - Zn Zn e - Fe Fe e - Pb Pb e - H H 2 O 2 H 3 O e - Cu Cu e - Ag Ag + + e - 2 Br Br e - 2 Cl Cl e - Oxidationskraft Reduktionskraft Die Galvanische Zelle In der galvanischen Zelle wird der Minuspol als Anode bezeichnet, der Pluspol als Kathode. Die Elektronen fließen von der Anode zur Kathode.

12 Das Daniell-Element Batterie = Galvanisches Element: Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) Die Elektromotorische Kraft (EMK) Zwischen den beiden Halbzellen eines Galvanischen Elementes besteht eine Potenzialdifferenz. Die Potenzialdifferenz wird als elektromotorische Kraft bezeichnet. Sie kann in stromlosen Messungen mit einem Voltmeter bestimmt werden. Ihre Einheit ist das Volt [V].

13 Das Zellpotenzial E der Zelle 0 E0 der Anode E 0 der Kathode Voltmeter E 0 (Zelle) = E 0 (Kathode) E 0 (Anode) Die Normal-Wasserstoffelektrode (NHE)

14 Messung von Standardpotenzialen Standardpotenziale Zn Zn Zn e 1.56 V 0.76 V H 2 Cu 1.10 V 0.34 V Nulllinie 0.80 V 0.46 V H 2 2 H e Cu Cu e Ag Ag Ag + + e +

15 Standardpotenziale Vorzeichenkonvention Ein positives Vorzeichen des Standardpotenzials bedeutet freiwillige Reduktion gegenüber der Normalwasserstoff- Elektrode. Ein negatives Vorzeichen des Standardpotenzials bedeutet freiwillige Oxidation gegenüber der Normalwasserstoff- Elektrode. Je positiver das Standardpotenzial, desto stärker ist die Oxidationskraft. Je negativer das Standardpotenzial, desto stärker ist die Reduktionskraft. Reduktionskraft Red. Form Ox. Form + z e Standardpotiential saure Lösung (a H+ = 1) E 0 in V Li Li e 3.04 K K e 2.93 Ca Ca e 2.84 Na Na e 2.71 Mg Mg e 2.36 Al Al e 1.68 Mn Mn e 1.18 Zn Zn e 0.76 Cr Cr e 0.74 Fe Fe e 0.44 Cd Cd e 0.40 Co Co e 0.28 Sn Sn e 0.14 Pb Pb e 0.13 Fe Fe e 0.04 H 2 2 H e Sn Sn e 0.15 Cu Cu e 0.34 Cu Cu e 0.52 Fe 2+ Fe e 0.77 Ag Ag e 0.80 Hg Hg e 0.86 Pd Pd e 0.92 Pt Pt e 1.19 Au Au e 1.50 Oxidationskraft

16 Spannungsreihe komplizierterer Redoxsysteme Reduktionskraft Reduzierte Form Oxidierte Form + z e Standardpotential saure Lösung (a H+ = 1) E 0 in V S 2 S + 2 e 0.48 H 3 PO 3 + H 2 O H 3 PO H e 0.28 H 2 + H 2 O O H 3 O e 0 SO H 2 O SO H 3 O e I I e 0.54 H 2 O 2 + H 2 O O H 3 O e 0.68 NO + 6 H 2 O NO H 3 O e Br Br e H 2 O O H 3 O e Cr H 2 O Cr 2 O H 3 O e Cl Cl e 1.36 Pb H 2 O PbO H 3 O e 1.46 Mn H 2 O MnO H e H 2 O + O 2 O H 3 O e F F e 2.87 Oxidationskraft Spannungsreihe - Beispiele Korrosion von Eisen unerwünschte Redoxreaktionen an benachbarten Zahnfüllungen

17 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials Die Nernstsche Gleichung E R T = E0 + ln n F [Ox] [Red] E 0 = Standardpotenzial des Redoxpaares n = Zahl der pro Formelumsatz ausgetauschten Elektronen R = J K 1 mol 1 Walther Hermann Nernst F = C mol 1 T = Temperatur in Kelvin

18 Die Nernstsche Gleichung Potential für die Halbzelle Ag / Ag + ; Konzentrationsabhängigkeit Ag Ag + + e - E 0 = 0,8 V, n = 1 1M Lösung: E = +800mV + (59mV / 1) lg (1 / 1) = +800mV 10M Lösung: E = +800mV + (59mV / 1) lg (10 / 1) = +859mV 0,1M Lösung: E = +800mV + (59mV / 1) lg (0,1 / 1) = +741mV Quantifizierung Galvanische Zelle EMK berechnen für Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu Zn Zn e - Cu Cu e - EMK: E = E Red - E Ox = 2+ 0,059 [Zn ] E = 0,76 + lg 2 [Zn] 2+ 0,059 [Cu ] E = 0,34 + lg 2 [Cu] 2 0,059 [Cu 0,34 ( 0,76) + lg 2 2 [Zn + + ] ] Für 1M Lösungen: E = E 0 = 1,10 V

19 ph-abhängigkeit der Oxidationskraft E [V] 0 2 MnO H + 10 e 2 Mn H 2 O Cl 2 / 2Cl MnO / Mn I 5 I e Br / 2Br 2 I 2 / 2I ph E = E0 + 0,059 n lg [Ox] [Red] 0,059 c(mno4 ) c (H ) = 1,51 + lg 2+ 5 c(mn ) 8 + Polkappen - Trockenelemente (Taschenlampenbatterie) + Abdichtung Graphitstab mit Braunstein Papier-Kunststoffisolation und Metallmantel Zinkzylinder poröse Zwischenschicht (Papier) Elektrolyt: NH4Cl, ZnCl2 Füllstoffe Zn + 2 NH 4 Cl [Zn(NH 3 ) 2 Cl 2 ] + 2 H e 2 MnO 2 + 2H e 2 MnO(OH) Zn + 2 NH 4 Cl + 2 MnO 2 [Zn(NH 3 ) 2 Cl 2 ] + 2 MnO(OH)

20 Der Bleiakkumulator Pb + SO 4 2 PbO H + + SO e PbSO e PbSO 4 + H 2 O Pb + PbO H 2 SO 4 Entladung Ladung 2 PbSO H 2 O V Aufstellen von Redoxgleichungen Vorgehensweise: - Oxidationszahlen bestimmen - Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen - Ladungs- und Stoffbilanz der Teilgleichungen mit H 2 O, H + und OH - ausgleichen - Multiplikation der Teilgleichungen (KGV) - Gesamtgleichung durch Addition der Teilgleichungen z.b. Mg + O 2? Oxidation: Mg Mg e - Reduktion: O e - 2 O 2- Redox: 2 Mg + O 2 2 Mg O 2-2 MgO x 2 x 1

21 Aufstellen von Redoxgleichungen Auflösen unedler Metalle in Säuren Zn + HCl Zn 2+ + H 2 Ox. Zn Zn e - x 1 Red. 2 H e - H 2 x 1 Redox: Zn + 2 HCl Zn Cl - + H 2 Aufstellen von Redoxgleichungen Auflösen von Kupfer in Salpetersäure unter Bildung von NO Cu + HNO 3 + Cu 2+ + NO Ox. Cu Cu e - Red. NO e H + NO + 2 H 2 O x 3 x 2 Redox: 3 Cu + 2 NO H + 3 Cu NO + 4H 2 O

22 Aufstellen von Redoxgleichungen Reaktion von Permanganat mit Wasserstoffperoxid in saurer Lösung 2 KMnO H H 2 O 2 2 Mn O H 2 O + 2 K + Ox. H 2 O 2 O 2 + 2H e - Red. MnO e - + 8H + Mn H 2 O x 5 x 2 Redox: 2 MnO H 2 O H + 2 Mn O H 2 O

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