Oxidation und Reduktion

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1 Seminar RedoxReaktionen 1 Oxidation und Reduktion Definitionen: Oxidation: Abgabe von Elektronen Die Oxidationszahl des oxidierten Teilchens wird größer. Bsp: Na Na + + e Reduktion: Aufnahme von Elektronen Die Oxidationszahl des reduzierten Teilchens wird kleiner. Bsp: Cl e 2 Cl Oxidation und Reduktion sind miteinander gekoppelt ( RedoxReaktionen ) Bsp: Cl Na 2 NaCl Reduktionsmittel: Oxidationsmittel: wird selbst oxidiert Elektronen liefernder Reaktionspartner wird selbst reduziert Elektronen aufnehmender Stoff

2 Seminar RedoxReaktionen 2 Oxidationszahl Oxidationszahl oder Oxidationsstufe bezeichnet die Anzahl der elektrischen Elementarladungen, die ein gebundenes Atom infolge der durch den Eintritt in ein Atomverband veränderten Elektronenbesetzung trägt. Oxidationszahlen im Periodensystem Hauptgruppenelemente: Maximale Oxidationsstufe = Gruppennummer Kleinste Oxidationsstufe = Gruppennummer 8 Nebengruppenelemente: oft +2 Verschiedenen Oxidationsstufen sind möglich.

3 Seminar RedoxReaktionen 3 Regeln zur Erstellung von Oxidationszahlen 1. Die Oxidationszahl von Einzelatomen oder von Atomverknüpfungen im elementaren Zustand ist Null. 2. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions entspricht seiner Ladung. 3. Moleküle (mit kovalent gebundenen Atomen) werden gedanklich in Ionen aufgeteilt. Die Aufteilung erfolgt so, dass die Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zugeteilt werden. Bei gleichen Bindungspartnern erhalten beide die Hälfte der Bindungselektronen. 4. Die algebraische Summe der Oxidationszahlen der Atome eines neutralen Moleküls ist Null. 5. Die Summe der Oxidationszahlen der Atome eines Ions entspricht seiner Ladung. 6. Fluor als elektronegativstes Element besetzt in Verbindungen immer die Oxidationszahl Die Oxidationszahl des Wasserstoff in Verbindungen ist +1 (nur in Hydriden 1). 8. Die Oxidationszahl des Sauerstoffs in Verbindungen ist 2 (Ausnahme: Peroxide, SauerstoffFluoride).

4 Seminar RedoxReaktionen 4 Regeln zur Erstellung von RedoxGleichungen (Variante I) 1. Erkennen des Redoxpaares und der Oxidationsstufen 2. Anzahl übertragener Elektronen bestimmen, das KGV (kleinste gemeinsame Vielfache) ermitteln und jeweils multiplizieren, so dass die Elektronenzahl bei der Oxidation und der Reduktion gleich ist. 3. Zusammenfassung beider Prozesse 4. Überprüfen der Ladung, ggf. Ladungsausgleich mit Lösungsmittelmolekülen durchführen 5. Überprüfen der Stöchiometrie Aufgaben: Erstellen Sie die Redoxgleichungen für folgende Reaktionen: Oxidation von Nitrit im sauren Milieu mit PermanganatLösung

5 Seminar RedoxReaktionen 5 MnO 4 NO 2 Mn 2+ NO MnO 4 Mn NO 2 NO MnO 4 Mn 2+ 5 e NO 2 NO 3 2 e KGV: MnO 4 2 Mn e NO 2 5 NO 3 10 e 2 MnO NO2 2 Mn NO 3 2 MnO NO2 + 6 H + 2 Mn NO H2 O

6 Seminar RedoxReaktionen 6 Regeln zur Erstellung von RedoxGleichungen (Variante II) 1. Erkennen des Redoxpaares und der Oxidationsstufen 2. Anzahl übertragener Elektronen bestimmen und die Teilgleichungen einfügen 3. Überprüfen der Ladung, ggf. Ladungsausgleich mit Lösungsmittelmolekülen durchführen 4. Überprüfen der Stöchiometrie für beide Teilgleichungen 5. Das KGV (kleinste gemeinsame Vielfache) der Anzahl übertragener Elektronen ermitteln und jeweils multiplizieren, so dass die Elektronenzahl bei der Oxidation und der Reduktion gleich ist. 6. Zusammenfassung beider Gleichungen, ggf. kürzen Aufgaben: Erstellen Sie die Redoxgleichungen für folgende Reaktionen. Oxidation von Nitrit im sauren Milieu mit PermanganatLösung

7 Seminar RedoxReaktionen 7 MnO 4 NO 2 Mn 2+ NO MnO 4 Mn NO 2 NO MnO e Mn NO 2 NO e MnO e + 8 H + Mn H 2 O NO 2 + H2 O NO e + 2 H + 2 MnO e + 16 H + 2 Mn H 2 O KGV : 10 5 NO H2 O 5 NO e + 10 H + 2 MnO e + 16 H NO2 + 5 H2 O 2 Mn H 2 O + 5 NO e + 10 H + 2 MnO H NO2 2 Mn H 2 O + 5 NO 3

8 Seminar RedoxReaktionen 8 Synproportionierung (Komproportionierung) Übergang eines Elements von einer höheren und einer tieferen Oxidationsstufe in eine mittlere. Bsp: HNO 2 + H 2 NSO 3 H N 2 + H 2 SO 4 + H 2 O Disproportionierung Umkehrung der Synproportionerung: Oxidations und Reduktionsmittel sind identisch. Dabei entstehen aus einer mittleren Oxidationsstufe eines Elements jeweils eine höhere und eine niedrigere Oxidationsstufe. Bsp: 5 MnO H + 4 MnO4 + Mn H 2 O 3 MnO H + 2 MnO4 + MnO H 2 O

9 Seminar RedoxReaktionen 9 RedoxGleichung: Aufgaben Knallgasreaktion H 2 + O 2 Entfärbung von Permanganat Br + MnO 4 + H + Br 2 + Mn 2+ + H 2 O I + MnO 4 + H + C 2 O MnO4 + H + CO 2 + Mn 2+ + H 2 O S 2 + MnO 4 + H + 2+ SO Mn + H2 O SO MnO4 + H + S 2 O MnO4 + H + SCN + MnO 4 + H + SCN 2 + Mn 2+ + H 2 O [Fe(CN) 6 ] 4 + MnO 4 + H + [Fe(CN) 6 ] 3 + Mn 2+ + H 2 O NO 2 + MnO 4 + H + NO 3 + Mn 2+ + H 2 O Bildung von Permanganat Mn 2+ + S 2 O 8 2 Mn 2+ + PbO 2 + H + MnO 2 + S 2 O 8 2 MnO 2 + PbO 2 + H +

10 Seminar RedoxReaktionen 10 Vorprobe mit konz. H 2 SO 4 Br + H 2 SO 4 + H + Br 2 + SO 2 + H 2 O I + H 2 SO 4 + H + Leuchtprobe Zn + H + H + [SnCl 6 ] 2 Ringprobe Fe 2+ + NO 3 + H + Fe 3+ + NO + H 2 O Fe 2+ + NO 2 + H + Marsh sche Probe As 2 O 3 + Zn + H + AsH 3 + O 2 As 2 O 3 AsH 3 + O 2 As 2 As + 5 H 2 O NH 3 Oxidationsschmelze Mn 2+ + NO 3 + CO 3 2 MnO 2 + NO 3 + CO 3 2 Cr 3+ + CO NO3

11 Seminar RedoxReaktionen 11 mit H 2 O 2 Cr 3+ + H 2 O 2 + OH Co 2 S 3 + H 2 O 2 Alkalischer Sturz Fe 2+ + H 2 O 2 + OH Mn 2+ + H 2 O 2 + OH Disproportionierung MnO H + MnO4 + MnO 2 + H 2 O SnO 2 + Na 2 CO 3 + S Na 2 SnS 3 + SO 2 + CO 2 N 2 O 3 NO 2 + NO S 2 O H + [H2 S 2 O 3 ] Synproportionierung SO 2 + H 2 S S + H 2 O HNO 2 + H 2 NSO 3 H N 2 + H 2 SO 4 + H 2 O OCl + HCl Cl 2 + H 2 O + Cl

12 Seminar RedoxReaktionen 12 Knallgasreaktion 2 H 2 + O 2 2 H 2 O RedoxGleichung: Lösungen Entfärbung von Permanganat 10 Br + 2 MnO H + 5 Br Mn H 2 O 10 I + 2 MnO H + 5 I Mn H 2 O 5 C 2 O MnO H + 10 CO Mn H 2 O 5 S MnO H SO Mn + 12 H2 O 5 SO MnO4 + 6 H SO Mn + 3 H2 O 5 S 2 O MnO H SO Mn + 7 H2 O 10 SCN + 2 MnO H + 5 SCN Mn H 2 O 5 [Fe(CN) 6 ] 4 + MnO H + 5 [Fe(CN) 6 ] 3 + Mn H 2 O 5 NO MnO H + 5 NO Mn H 2 O Bildung von Permanganat 2 Mn S 2 O H2 O 2 MnO SO H 2 Mn PbO H + 2 MnO Pb H 2 O + 2 MnO S 2 O H2 O 2 MnO SO H 2 MnO PbO H + 2 MnO Pb H 2 O

13 Seminar RedoxReaktionen 13 Vorprobe mit konz. H 2 SO 4 2 Br + H 2 SO H + Br 2 + SO H 2 O 2 I + H 2 SO H + I 2 + SO H 2 O Leuchtprobe Zn + 2 H + Zn H 2 H + [SnCl 6 ] 2 2 H Cl + [SnCl 4 ] 2 Ringprobe 3 Fe 2+ + NO H + 3 Fe 3+ + NO + 2 H 2 O Fe 2+ + NO H + Fe 3+ + NO + H 2 O Marsh sche Probe As 2 O Zn + 12 H + 2 AsH Zn H 2 O 2 AsH O 2 3 H 2 O + As 2 O 3 4 AsH O 2 4 As + 6 H 2 O 2 As + 5 H 2 O NH 3 2 AsO NH H2 O Oxidationsschmelze Mn NO CO 3 2 MnO NO2 + 2 CO 2 MnO 2 + NO 3 + CO 3 2 MnO4 2 + NO2 + CO 2 2 Cr CO NO3 2 CrO NO2 + 5 CO 2

14 Seminar RedoxReaktionen 14 mit H 2 O 2 2 Cr H 2 O OH 2 CrO H2 O Co 2 S H 2 O 2 2 Co SO H2 O + 2 H + Alkalischer Sturz 2 Fe 2+ + H 2 O OH 2 Fe(OH) 3 Mn 2+ + H 2 O OH MnO(OH) 2 + H 2 O Disproportionierung 3 MnO H + 2 MnO4 + MnO H 2 O 2 SnO Na 2 CO S 2 Na 2 SnS SO CO 2 N 2 O 3 NO 2 + NO S 2 O H + [H2 S 2 O 3 ] S + SO 2 + H 2 O Synproportionierung SO H 2 S 3 S + 2 H 2 O HNO 2 + H 2 NSO 3 H N 2 + H 2 SO 4 + H 2 O OCl + 2 HCl Cl 2 + H 2 O + Cl