5.3 Salze. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 166

Transkript

1 5.3 Salze Salze bestehen aus Kationen und Anionen. Bei der Nomenklatur (Namensgebung) folgt zuerst der Name des Kations und dann der des Anions. Salze bilden Kristalle, die durch Gitterenergie zusammengehalten werden. Die Löslichkeit eines Salzes hängt daher von der Gitterenergie (Zusammenhalt der Kationen und Anionen), sowie von der Solvatationsstärke des Lösemittels ab. Beim wichtigsten Lösemittel für Salze, dem Wasser, spricht man von Hydratation, also dem Anlagern von Wassermolekülen an die Ionen. Salze entstehen z.b. durch Neutralisation von Säuren und Basen. Beim Eindampfen des Lösemittels bleibt das kristalline Salz zurück. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 166

2 5.3.1 Säure/Base - Salz - Reaktion Entstehung von Salzen a) Säure + Base Salz + Wasser H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 CaSO H 2 O b) Säure + Oxid Salz + Wasser H 2 SO 4 + CaO CaSO 4 + H 2 O c) Säureanhydrid + Base Salz + Wasser SO 3 + Ca(OH) 2 CaSO 4 + H 2 O d) Säureanhydrid + Oxid Salz SO 3 + CaO CaSO 4 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 167

3 Salz-Reaktion von Säuren und Basen unterschiedlicher Stärke a) Salze aus starker Säure und starker Base reagieren in wäßriger Lösung neutral. b) Salze aus schwacher Säure und starker Base reagieren in wäßriger Lösung alkalisch. c) Salze aus starker Säure und schwacher Base reagieren in wäßriger Lösung sauer. d) Salze aus schwacher Säure und schwacher Base reagieren in wäßriger Lösung neutral Salzreaktionen mit Säuren oder Basen allg.: Salz I + Säure I Salz II + Säure II Salz I + Base I Salz II + Base II a) Unterschiedliche Säure- bzw. Basestärke: Die stärkere Säure bzw. Base vertreibt die schwächere Säure bzw. Base aus der PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 168

4 Verbindung. Bsp.: b) Eines der Produkte wird aus dem Gleichgewicht entfernt (ausfällen, ausgasen) Bsp.: Salz/Salz - Reaktion Salz I + Salz II Salz III + Salz IV (Eines der Produkte wird aus dem Gleichgewicht entfernt.) Bsp.: Metalle/Säuren - Reaktion Metall + Säure Salz + Wasserstoff Metalle in Säuren zu lösen gehört zu den Redoxreaktionen, bei denen Elektronen wandern. Bsp.: Berechnung des ph-wertes von Salzlösungen PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 169

5 Die durch Hydrolysegleichgewicht am ph-wert beteiligten Ionen werden hierbei berücksichtigt: schwache Säure / starke Base starke Säure / schwache Base ph = - lg (K W K s )/ c ph = - lg (K W c )/ K b schwache Säure / schwache Base ph = - lg (K W K s )/ K b Beispiele: a) ph-wert einer 0,1 M Natriumcarbonatlösung: Ks (HCO3 - ) = 10-10,5, KW = ph = -lg ,5 / 10-1 ph = -lg 10-23,5 ph = 11,75 b) ph-wert einer 0,1 M Eisen(III)chloridlösung: Kb (Fe(OH3) = 10-11,8, KW = ph = -lg / 10-11,8 ph = -lg 10-3,2 ph = 1,6 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 170

6 5.3.3 Benennung von Salzen Bei der Namensgebung werden im lateinischen die Nichtmetallnamen oft auf den Wortstamm zurückgeführt. Symbol lat. Bezeichung C Carboneum Carb Si Silicium Silic N Nitrogenium Nitr Wortstamm P Phosphorus Phos, Phosphor O Oxigenium Ox S Sulfür Sulf PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 171

7 a) Salze von Perhalogen- und Permangansäuren Metall-per-Nichtmetall-at DAB deutsch Metalli-per-Nichtmetall-as Ph.Eur. (Europäische Pharmakopöe, Neulatein) Metall-per-Nichtmetall-icum lateinisch b) Salze von Elementsäuren Metall-Nichtmetall-at Metalli-Nichtmetall-as Metall-Nichtmetall-icum c) Salze von elementigen Säuren Metall-Nichtmetall-it Metalli-Nichtmetall-is Metall-Nichtmetall-osum d) Salze von hypoelementigen (unterelementigen) Säuren Metall-hypo-Nichtmetall-it Metalli-hypo-Nichtmetall-is Metall-hypo-Nichtmetall-osum PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 172

8 e) Binäre Verbindungen i) Salze von Elementwasserstoff Metall-Nichtmetall-id Metalli-Nichtmetall-idum Metall-Nichtmetall-atum Achtung!!! -atum -at ii) Oxide Metall-oxid Metalli-oxidum Metall-oxidatum f) Andere Salze i) von Polysäuren: Metall-Anzahl-Nichtmetall-at ii) ortho- oder meta-: Metall-meta-Nichtmetall-at iii) mit Wasserstoff: Anzahl-Metall-Anzahl-H- Nichtmetall-at g) Komplexsalze (Anionenkomplexe): s. Kapitel 3.2 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 173

9 Lat.: Kaliumchloratum PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 174

10 Reaktionsgleichungen Formuliere die folgenden Reaktionen und benenne die jeweils entstehenden Salze: a) Metall + Nichtmetall - Eisen (hier dreiwertig) + Brom - Magnesium + Brom - Natrium + Chlor b) unedles Metall + Säure - Eisen (hier zweiwertig) + Schwefelsäure - Magnesium + Salpetersäure PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 175

11 - Magnesium + Phosphorsäure - Zink (zweiwertig) + Salzsäure c) Metalloxid + Säure: - Calciumoxid + Salzsäure - Calciumoxid + Schwefelsäure - Kupfer(II)-oxid + Salpetersäure PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 176

12 d) Säure + Base (=Neutralisation) - Phosphorsäure + Natronlauge - Schwefelsäure + Barytlauge - Kohlensäure + Kalkwasser e) Lauge + Nichtmetalloxid - Natronlauge + Kohlenstoffdioxid - Kalkwasser + Kohlenstoffdioxid - Natronlauge + Schwefeldioxid PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 177

13 f) Salzfällung - Silbernitrat + Natriumchlorid - Natriumcarbonat + Calciumchlorid - Bariumchlorid + Kaliumsulfat g) "Austreiben" einer schwächeren oder flüchtigen Säure aus ihrem Salz durch eine stärkere oder nichtflüchtige Säure: - Calciumcarbonat + Salzsäure - Natriumsulfit + Schwefelsäure - Eisen(II)-sulfid + Salzsäure PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 178

14 5.3.4 Puffer Puffer sind Lösungen, die trotz Säure- oder Basenzugabe den ph-wert relativ konstant halten. Sie haben die Aufgabe H+ und OH--Ionen abzufangen, wegzupuffern. Puffer sind Gemische aus: - einer schwachen Säure und dem Salz der Säure mit einer starken Base - einer schwachen Base und dem Salz der Base mit einer starken Säure. Beispiele: Acetat-Puffer: CH3COOH - NaCH3COO Bicarbonat-Puffer: (H2O + CO2) - NaHCO3 (Hydrogencarbonat)- Phosphat-Puffer: NaH2PO4 - Na2HPO4 Ammoniumchlorid-Puffer: NH3 - NH4Cl wichtigstes Pufferungssystem im Blut - ph~7,5 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 179

15 Wirkungsweise von Puffern: (am Beispiel des Acetat-Puffers) - Dissoziation der schwachen Säuren CH3COOH CH3COO - + H + - Dissoziation des Salzes NaCH3COO CH3COO - + Na + - Protolyse CH3COO - + H2O CH3COOH + OH - - Neutalisation H + + OH - H2O Bei äquimolaren Mengen (1:1Gemisch) ergibt sich ein ph-wert von 4,8; die Lösung enthält: CH3COOH + CH3COO- + Na+ + H+ (wenig) Zugabe von Säure: Acetationen werden als Essigsäure verdrängt, der ph-wert verschiebt sich nach sauer. CH3COO- + HCl CH3COOH + Cl- Zugabe von Base: Essigsäure wird als Acetat verdrängt, der ph-wert verschiebt sich nach alkalisch. CH3COOH + NaOH CH3COO- + Na+ + H2O PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 180

16 Pufferkapazität: Die Menge an Säure oder Base, die der Puffer bis zu einer bestimmten ph-wert-veränderung (meist 1 ph-einheit nach oben oder unten) abfangen und puffern kann. Die Wirkung eines Puffers ist grundsätzlich begrenzt. ph 7 Zugabe von NaOH 6 5 Acetat-Puffer: ph = 4,8 4 3 Zugabe von HCl 2 Pufferkapazität Zugabe von NaOH oder HCl PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 181

17 5.3.5 Löslichkeitsprodukt Salze lassen sich nur bis zu einer bestimmten Menge in einem Lösemittel, z.b. Wasser lösen. Die gelöste Menge ist dabei für jedes Salz bei einer bestimmten Temperatur eine spezifische Größe und wird als Löslichkeit bezeichnet. Die weitere Zugabe von Salz führt nur zu ungelöstem Bodensatz. Das gelöste Salz steht mit diesem Bodensatz in Wechselbeziehung. Lösen sich Ionen aus dem Feststoff, so gehen gleichzeitig gelöste Teilchen in den Bodensatz über. Es handelt sich um ein Gleichgewicht, welches dem Massenwirkungsgesetz gehorcht. Bodenkörper Ionen in Lösung AB A + + B - c A + c B - K = c AB PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 182

18 Da der Gehalt des ungelösten Salzes beliebig groß sein kann, hat er keinen Einfluss auf die Gleichung und geht mit in die Konstante ein, die nun die Bezeichnung Löslichkeitsprodukt L trägt. L = c A + c B - Im Gleichgewichtszustand ist das Produkt der Konzentrationen der gelösten Ionen konstant. Auch beim Löslichkeitsprodukt gilt, dass stöchiometrische Faktoren der Zerfallsgleichung zu Exponenten bei den Konzentrationen werden. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 183

19 Löslichkeitsprodukte einiger Salze bei Zimmertemperatur: Halogenide Sulfate Sulfide PbCl CaSO MnS CaF PbSO FeS AgCl BaSO NiS AgBr Hydroxide ZnS AgI Mg(OH) PbS Fe(OH) CdS Carbonate Cr(OH) CuS CaCO Al(OH) Ag 2 S BaCO Fe(OH) HgS Ändert man die Konzentration einer Ionensorte durch Zugabe eines anderen Salzes, so wird das Gleichgewicht gestört und es fällt solange das Salz aus, bis sich das Löslichkeitsprodukt wieder eingestellt hat. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 184

20 Als Beispiel sei hier die aus dem Praktikum bekannte Silberchlorid- Fällung genannt: NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 Die Zugabe von Kaliumchlorid zur Lösung führt dazu, dass erneut AgCl ausfällt. Übungen: 1. Bei 25 o C lösen sich 0, g AgCl in 100 ml Wasser. Wie groß ist K L von AgCl? 2. Bei 25 o C lösen sich 7,8*10-6 mol Silberchromat in 100 ml Wasser. Wie groß ist K L von Ag 2 CrO 4? 3. K L von SrF 2 beträgt bei 25 o C 7,9* Wie hoch ist in der gesättigten Lösung die Konzentration von Sr 2+ und F -? Wie viel Gramm (g) SrF 2 lösen sich bei 25 o C in 1 L Wasser? PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 185

21 6 Redox-Vorgänge 6.1 Oxidation und Reduktion Vom Sprachgebrauch werden die Wörter häufig verwandt und sind daher in verschiedenster Weise schon bekannt. Als Oxide bezeichnet man z.b. die Sauerstoffverbindungen einzelner Elemente. Auch der Begriff Oxidation ist davon abgeleitet. Geht ein Stoff mit Sauerstoff eine Verbindung ein, so handelt es sich hierbei um eine Oxidation. So wird aus Kohlenstoff bei der Verbrennung Kohlendioxid oder aus Eisen durch Rosten Eisenoxid. C + O 2 CO 2 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 Umgekehrt spricht man bei der Herstellung von Eisen aus Eisenerzen (-oxiden) von einer Reduktion. Im Laufe der Zeit wurden die Begriffe Oxidation und Reduktion aufgrund weiterer Erkenntnisse neu definiert. Betrachtet man PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 186

22 insbesondere das Beispiel mit dem Eisen, so erkennt man, dass bei der Reaktion des Metalls mit dem Nichtmetall Sauerstoff ein Salz entstanden ist. Bei der Salzbildung kommt es zur Elektronenaufnahme und Elektronenabgabe. Daher gilt heute ganz allgemein: Oxidation = Elektronenabgabe Reduktion = Elektronenaufnahme Redoxvorgang = Elektronenverschiebung Nach dieser Definition ist die Reaktion von Eisen und Sauerstoff nicht mehr nur eine Oxidation, sondern vielmehr: - Eisen gibt Elektronen ab, es wird oxidiert, eine Oxidation, - Sauerstoff nimmt Elektronen auf, er wird reduziert, eine Reduktion, - Oxidation und Reduktion verlaufen gleichzeitig, ein Redoxvorgang oder eine Redoxreaktion. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 187

23 Eisen benötigt für die Oxidation eine Hilfssubstanz, die diese Reaktion bei im hervorruft, ein sogenanntes Oxidationsmittel, während für den Sauerstoff das Eisen ein Reduktionsmittel ist. Oxidationsmittel sind Stoffe, die andere oxidieren. Sie selbst werden reduziert. Reduktionsmittel sind Stoffe, die andere reduzieren. Sie selbst werden oxidiert. Alle chemischen Reaktionen bei denen Elektronen wandern sind Redoxreaktionen. Löseprozesse von Salz in Wasser oder Alkohol in Wasser sind keine Redoxprozesse. Wie das Beispiel mit dem Eisen auch zeigt besteht die Möglichkeit meherere Elektronen aufzunehmen (2 beim Sauerstoff) und mehrerer abzugeben (3 beim Eisen). PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 188

24 Die Anzahl aufgenommener oder abgegebener Elektronen bezeichnet man als Oxidationszahl oder Oxidationsstufe. Die Oxidationszahl eines Atoms ist eine Zahl mit positiven oder negativen Vorzeichen. Sie gibt die Ladung an, welche das Atom haben würde, wenn man die Elektronen im Molekül/Atomverband entsprechend der EN zuordnen würde, also sie formell als Ionen betrachtet. Beim Eisenoxid ist dies relativ einfach. Eisen hat elementar die Oxidationszahl 0, also keine Elektronen aufgenommen oder abgegeben. Sauerstoff mit einer Doppelbindung im Molekül hat zwei gleich starke Seiten und damit ebenfalls die Oxidationszahl 0. Durch die Salzbildung erhält das Eisen-Ion die Oxidationszahl +III (+3) für die 3 abgegebenen Elektronen und der Sauerstoff II (-2) für die aufgenommenen Elektronen. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 189

25 Beim Kohlendioxid ist die Ausgangssitation mit 0 für Kohlenstoff und Sauerstoff klar. Im Kohlendioxid selber tut man dann so, als würde die Atombindung dem EN-Stärkeren vollständig gehören. Dadurch würde Sauerstoff wieder II erhalten und der Kohlenstoff +IV. Die Oxidationsstufe wird auch im Namen von Verbindungen mit angegeben: Eisen(II)-chlorid, Eisen(III)-chlorid. In der Formelschreibweise wird die negative oder positive Zahl mit dem Vorzeichen voran in römischer oder arabischer Schreibweise über das Element geschrieben: +III -II Fe 2 O 3 Regeln zum Aufstellen der Oxidationsstufen: 1. Die Summe der Oxidationsstufen ergibt die Gesamtladung 2. Elemente besitzen die Oxidationsstufe Die Oxidationsstufe bei einatomigen Elementen entspricht ihrer Ionenladung PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 190

26 4. Bei kovalenter Bindung wird das Bindungselektronenpaar dem jeweils elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet. Die Oxidationsstufe errechnet sich als Differenz aus Elektronenzahl im Grundzustand minus vorhandener Elektronen. 5. Bei gleichatomigen Molekülen oder Ionen wird das Bindungselektronenpaar geteilt. 6. Viele Elemente können verschiedene Oxidationsstufen einnehmen. Die höchstmögliche entspricht der Gruppennummer im PSE, die tiefstmögliche errechnet sich aus Gruppennummer minus 8. (Die meisten Elemente erreichen nicht alle theoretisch möglichen Werte.) 7. Metalle besitzen in Verbindungen nur positive Oxidationszahlen. 1.Hauptgruppe +I 2.Hauptgruppe +II 3.Hauptgruppe +III (B, Al) 4.Hauptgruppe +IV (Si) PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 191

27 Beispiele zur Ermittlung der Oxidationszahlen: H 2 SO 4 : +I +VI -II H 2 SO 4 O: hat die höchste EN, benötigt je 2e - : -II H: geringe EN, kann max. 1e - geben: +I S: geringe EN, gibt ab, aber wieviel? 4 O je II = H je +I = +2 es fehlen noch +6 zu Ladungsausgleich S: gibt 6e - ab: +VI NaClO 3 : +I +V -II NaClO 3 O: hat die höchste EN, benötigt je 2e - : -II Na: immer positiv, kann max. 1e - geben: +I Cl: geringe EN, gibt ab, aber wieviel? 3 O je II = Na +I = +1 es fehlen noch +5 zu Ladungsausgleich Cl: gibt 5e - ab: +V PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 192

28 Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der Elemente: KMnO 4, H 3 PO 4, H 2 O, NaNO 3, HClO 4 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 193

29 Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der Elemente: Methanol, Essigsäure, Benzoesäure, Anilin PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 194

30 6.1.1 Redoxpaare Elemente können Elektronen aufnehmen oder abgeben. Es gibt daher zu jedem Element auch mindestens einen Elektronentransport. Na Na + + e - Fe Fe e - O + 2 e - O 2- Cl + e - Cl - Die Kombination eines Elementes in reduzierter und oxidierter Form bezeichnet man als Redoxpaar. Redoxpaare bestehen aus einem Oxidationsmittel und seiner reduzierten Form (Ox/Red) oder einem Reduktionsmittel und seiner oxidierten Form (Red/Ox). Allgemein wurde vereinbart, dass zunächst die reduzierte und dann die oxidierte Form angegeben wird: Red/Ox. Für obige Beispiele ergibt sich hieraus: Na/Na + ; Fe/Fe 3+ ; 2O 2- /O 2 ; 2Cl - /Cl 2 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 195

31 6.1.2 Redoxpotential Versuch: Man hängt ein Zinkblech in eine Zinksalzlösung und ein Kupferblech in eine Kupfersalzlösung. Verbindet man beide Bleche über ein Voltmeter (Spannungsmeßgerät) und die Lösungen mit einem Stromschlüssel (z.b. KNO 3 in Agar), so stellt man eine Spannung von 1,1 V fest. Des weiteren stellt man mit der Zeit fest, dass das Zinkblech sich auflöst und das Kupferblech dicker wird. Folgende Teilreaktionen sind möglich: Zn Zn e - Cu Cu e - PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 196

32 1,12 Volt Zn Salzbrücke / Stromschlüssel Cu Zn 2+ Cu 2+ PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 197

33 Da Zink sich auflöst wird die Reaktion von links nach rechts verlaufen. Für die Abscheidung von Kupfer muß die Reaktion von rechts nach links verlaufen. Insgesamt ergibt sich hieraus folgende Gesamtgleichung: 0 +II +II 0 Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Die gemessene Spannung kommt offensichtlich von den beiden Redoxpaaren, die jeweils eine charakteristische Spannung für den Red/Ox-Übergang haben. Ähnlich wie das Ionisierungspotential haben die Redoxpaare ein Redoxpotential / eine Redoxspannung. Die Differenz zwischen den Redoxpaaren (mit ihren einzelnen Redoxpotentialen) wird als Spannung gemessen und entspricht ihren Potentialdifferenzen. Zn / Zn 2+ -0,77 V Cu / Cu 2+ +0,35 V Differenz: 1,12 V PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 198

34 Die Anordnung der räumlich getrennten Redoxpaare (wie im Versuch dargestellt ) bezeichnet man als Halbzelle. Zwei verbundene Halbzellen bilden ein galvanisches Element (galvanische Zelle). Das galvanische Element Kupfer/Zink wird als Daniell-Element bezeichnet Normalwasserstoffelektrode Wiederholt man den Versuch indem man die Kupfersalzlösung gegen eine 1 M Säure und das Kupferblech gegen ein mit Wasserstoff (1 bar) umspültes Platinblech tauscht, so erhält man eine Spannung von 0,77 V. Die neu entstandene Halbzelle wird als Normalwasserstoffelektrode bezeichnet und stellt den willkürlich festgelegten Nullpunkt mit dem Redoxpaar H 2 /2H 3 O + = 0 V dar. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 199

35 0,77Volt Zn Salzbrücke / Stromschlüssel H 2 Pt Zn 2+ H 3 O + = 1 mol/l Die Elektrodenreaktion ergibt sich damit als: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 200

36 2e H 3 O + H H 2 O Die Elektroden in galvanischen Elementen werden als - Kathode bezeichnet, wenn sie reduzierend wirkt, - Anode bezeichnet, wenn sie oxidierend wirkt Spannungsreihe Mißt man die Redoxpotentiale aller Halbzellen gegenüber der Normalwasserstoffelektrode, erhält man eine Vielzahl unterschiedlicher Meßwerte, bei denen ein Teil der Elemente gegenüber dem Wasserstoff oxidiert und ein anderer Teil reduziert wird. Die unter definierten Bedingungen ermittelten Werte stellen dann die Normalpotentiale E 0 jeder Halbzelle dar. Die tabellarische Aneinanderreihung der Normalpotentiale führt dann zur sogenannten Spannungsreihe (Redox-reihe). Ihr kann man bei der Kombination von Halbzellen entnehmen, welche Halbzelle oxidiert und reduziert wird. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 201

37 Red (reduzierte Form) Ox (oxidierte Form) E 0 Normalpotential EN Elektronegativität Li Li + + e - -3,03 1,0 K K + + e - -2,92 0,8 Ca Ca e - -2,76 1,0 Na Na + + e - -2,71 0,9 Mg Mg e - -2,40 1,2 Al Al e - -1,69 1,5 Zn Zn e - -0,76 1,6 S 2- S + 2e - -0,51 2,5 Fe Fe e - -0,44 1,8 Pb Pb e - -0,13 1,8 2 H2O + H2 2H3O+ + 2e- 0,00 2,1 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 202

38 Red (reduzierte Form) Ox (oxidierte Form) E 0 Normalpotential EN Elektronegativität 2 H 2 O + H 2 2H 3 O + + 2e - 0,00 2,1 Cu + Cu 2+ + e - +0,17 Cu Cu e - +0,35 1,9 4 OH - O 2 + 2H 2 O + 4e - +0,40 2 I - I 2 + 2e - +0,58 2,5 Fe 2+ Fe 3+ + e - +0,75 Ag Ag + + e - +0,81 1,9 Hg Hg e - +0,86 1,9 2 Br - Br 2 + 2e - +1,07 2,8 12 H 2 O + Cr 3+ CrO H 3 O + + 3e - +1,30 2 Cl - Cl 2 + 2e - +1,36 3,0 Au Au e - +1,38 2,4 12 H 2 O + Mn 2+ MnO H 3 O + + 5e - +1, SO 4 S 2 O e - +2,05 2 F - F 2 + 2e - +2,85 4,0 Innerhalb obiger Tabelle nimmt die reduzierende Wirkung von oben nach unten ab und die oxidierende Wirkung folglich zu. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 203

39 Ähnlich wie die Zunahme von E 0, nimmt auch die EN innerhalb obiger Tabelle zu. Dieser Trend wird noch deutlicher, wenn man nach Metallen und Nichtmetallen trennt. Innerhalb der Metalle kann man zwischen Edelmetallen mit positivem Normalpotential und Nichtedelmetallen mit negativem Normalpotential unterscheiden. Edelmetalle sind nur schwer oxidierbar und kommen oft in der Natur gediegen (elementar) vor. Nichtedelmetalle kommen nur in gebundener Form vor. K Ca Mg Al Zn Fe Pb H Sb As Cu Ag Hg Au negatives E 0 0 positives E 0 Nichtedelmetalle Edelmetalle Mit Hilfe der Spannungsreihe lässt sich voraussagen, welche Redoxreaktionen möglich sind. Die reduzierte Form eines Redoxsystems gibt Elektronen nur an die oxidierte Form von solchen Redoxsystemen ab, die in der Spannungsreihe darunter stehen. Oder anders ausgedrückt: PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 204

40 Ein linksstehendes Element kann innerhalb der Reihe durch das Kation eines rechtsstehenden Elementes oxidiert werden. Auch für die Nichtmetalle läßt sich so eine Spannungsreihe formulieren: S H I Br Cl F negatives E 0 0 positives E 0 Im Gegensatz zu den Metallen ist bei den Nichtmetallen die oxidierte Form das Element und die reduzierte dann das zugehörige Anion. Es gilt, dass jedes Element das links stehende Anion oxidiert. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 205

41 Benennen Sie alle möglichen Kombinationen und wählen Sie die richtige aus. Kalium und Zink Blei und Gold PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 206

42 6.1.5 Redoxgleichungen In der Regel sind chemische Reaktionen mit der Oxidation und Reduktion von Atomen, Elementen, Molekülbausteinen oder Ionen verbunden. Dem zur Folge sind auch die Reaktionsgleichungen Redox-Gleichungen. Zur richtigen Festlegung der entstehenden Produkte ist es wichtig das Redox-Verhalten der Partner zu kennen, wobei aus der Spannungsreihe die oxidierte und reduzierte Form der Produkte entnommen werden kann. Wichtig ist aber auch immer die Beachtung der äußeren Bedingungen. Neben Druck und Temperatur spielen hier insbesondere die Angaben zum Reaktionsmilieu (sauer oder basisch) eine wichtige Rolle. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 207

43 Schema zum Erstellen von Reaktionsgleichungen: 1. Oxidationsstufen aller beteiligten Elemente ausrechnen a) jeweils Kombinationen aufstellen b) die richtige (logischste) Kombination auswählen 2. Die beiden Teilgleichungen aufstellen Das jeweilige Milieu (Säure, Base oder Wasser) beachten, fehlende Protonen oder Sauerstoff durch das Milieu ergänzen 3. Überprüfen, ob sich Mengen und Ladungen auf beiden Seiten der Gleichung entsprechen 4. Elektronenzahl ausgleichen: kleinstes gemeinsames Vielfaches (kgv) 5. Teilgleichungen addieren 6. Kürzen: hierbei müssen die Elektronen wegfallen 7. Fehlende Gegenionen zufügen 8. Gesamtgleichung aufstellen PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 208

44 Bsp.: Zink und Salzsäure I -I Zn H Cl a) Zn und Cl- könnten oxidiert werden, H+ kann reduziert werden mögliche Reaktionen: Zn + H+, oder Cl- + H+ b) Bei der Reaktion Cl- mit H+ wäre Zn als Reaktionspartner nicht erforderlich, deshalb reagiert Zn mit H+. Zn wird oxidiert, H+wird reduziert. 2. Oxidation: Zn Zn e- Reduktion: 2 H+ + 2 e- H2 3. Ladungen entsprechen einander 4. kgv: 2, ist aber nicht erforderlich 5. Zn + 2 H+ + 2 e Zn e + H2 6. Zn + 2 H+ Zn2+ + H2 7. Zn + 2 HCl Zn2+ + H2 + 2 Cl- 8. Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 209

45 Stellen Sie stufenweise die Redoxgleichung auf: Aluminium reagiert mit Schwefelsäure PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 210

46 Beim Lösen von Reaktionsgleichungen sollte bekannt sein: 1. Permanganat MnO 4 - wird in saurer Lösung zu Mn 2+ reduziert. wird in alkalischer Lösung zu MnO 2 (Braunstein) reduziert. 2. Chromat / Dichromat - Gleichgewicht 2 CrO H+ Cr 2 O H 2 O Chromat Dichromat (gelb) (orange) liegt vor wenn: alkalisch sauer Cr 3+ CrO 4 2- ph alkalisch ph sauer Cr 2 O 7 2- PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 211

47 3. Wasserstoffperoxid H 2 O 2 O 2 Oxidation Reduktion 2 H 2 O Woher kommt zusätzlicher Sauerstoff in einer Redoxgleichung? H 2 O = O H + 2 OH - = O H 2 O PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 212

48 Übungen: Stellen Sie die Redoxgleichung auf Eisen(II)chlorid reagiert mit Kaliumpermanganat im Sauren. Eisen(II)chlorid reagiert mit Kaliumdichromat im Sauren. Eisen(II)chlorid reagiert mit Wasserstoffperoxid. Iod reagiert mit schwefeliger Säure zu Iodid Wasserstoffperoxid reagiert mit Kaliumpermanganat im Sauren. Nitrat reagiert mit Zink im Sauren zu Nitrit PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 213

49 6.1.6 Disproportionierung und Komproportionierung Bei diesen Redoxreaktionen handelt es sich um innere Reaktionen, bei denen also eine Stoffart mit sich selbst reagiert. Sie können bei Elementen vorkommen, die in mehreren Oxidationsstufen existieren. Disproportionierung Es handelt sich um den Zerfall einer Substanz in eine höhere und niedrigere Oxidationsstufe. Die Substanz wird also gleichzeitig oxidiert und reduziert. 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 Cl NaOH NaCl + NaOCl + H 2 O (kalt) 3 Cl NaOH 5 NaCl + NaClO 3 + H 2 O (heiß) Bei dieser Reaktion ist Chlor auch durch Brom oder Iod ersetzbar. Komproportionierung Die Umkehrreaktion zur Disproportionierung (Rückreaktion). Dabei wird aus tieferen und höheren Oxidationsstufen eine gleiche, mittlere. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 214

50 NaCl + NaOCl + 2 H 3 O + Cl Na H 2 O 5 NaCl + NaClO H 3 O + 3 Cl Na H 2 O Übung: Stellen Sie die Redoxgleichung auf: Kaliumpermanganat und Mangan(II)chlorid reagieren im Alkalischen PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 215

51 7 Radioaktivität Die Neutronen stabilisieren den Atomkern. Sind nicht genügend Neutronen vorhanden zerfällt er in kleinere, stabilere Einheiten. Die dabei freigesetzte Eneregie zeigt sich als Radioaktivität. Von den verschiedenen Arten der Radioaktivität sind die wichtigsten: α-strahlung (alpha-strahlung): Sie besteht aus doppelt positiv geladenen Heliumatomen, also 2p + 2n, die auch als Heliumkerne bezeichnet werden Po Pb He β-strahlung (beta-strahlung): Neutronen werden im Atom in Protonen umgewandelt. Hierbei werden Elektronen freigesetzt B 6 12 C + e - PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 216

52 γ-strahlung (gamma-strahlung): Kurzwellige, elektromagnetische Strahlung (kurzwellige Röntgenstrahlung) γ-strahlung tritt z.b. parallel zur β-strahlung bei der Umwandlung von 60 Co zu 60 Ni auf. Strahlung Geschwindigkeit Energie Reduzierung um 50% α ~ km/h ~ 5-6 MeV 0,005 mm Alu-folie β nahe Lichtgeschw. ~ 1 MeV 0,5 mm Alu-folie γ Lichtgeschwindigkeit ~ 1 MeV 80 mm Alu-folie Nuklide ist die Bezeichnung für Atomarten, die bestimmte Eigenschaften besitzen. So bezeichnet man radioaktive Atome als Radionuklide. Man unterscheidet natürliche und künstliche radioaktive Elemente. Beim Zerfall der natürlichen Radionuklide entstehen im allgemeinen wieder neue radioaktive Kerne. Die Aneinanderreihung bezeichnet man als radioaktive Zerfallsreihe. PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 217

53 Als Maß für den radioaktiven Zerfall benutzt man die Halbwertszeit. Dies ist die Zeitspanne, nach der noch die Hälfte der Ausgangssubstanz vorhanden ist. Übung: Wie lange dauert es, bis vom 20 mg Co (t 1/2 = 17,5 h) 1,25 mg übrig sind? PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 218

54 Weitere Reaktionsgleichungen: (Die Moleküle/Summenformeln sind richtig) 28 Rb + F 2 RbF 29 Sr + N 2 Sr 3 N 2 30 Sn + Br 2 SnBr 4 31 In + O 2 In 2 O 3 32 Cs + S Cs 2 S 33 Ti + Cl 2 TiCl 4 34 Fe + C Fe 4 C 3 35 Fe + O 2 Fe 3 O 4 36 S + Cl 2 SCl 6 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 219

55 37 Al + F 2 AlF 3 38 As + O 2 As 2 O 5 39 Hg + I 2 Hg I 40 Ga + O 2 Ga 2 O 3 41 Pb + Cl 2 PbCl 4 42 P + O 2 P 4 O Au + Cl 2 AuCl 3 44 Mn + O 2 MnO 45 Na + Cl 2 NaCl 46 K + S K 2 S PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 220

56 47 Al + I 2 Al I 3 48 Ag + S Ag 2 S 49 Zn + O 2 ZnO 50 Fe + O 2 Fe 2 O 3 51 Cu + O 2 CuO 52 Mg + O 2 MgO 53 Cu + S Cu 2 S 54 Fe + O 2 Fe 3 O 4 55 Al + O 2 Al 2 O 3 56 FeS + O 2 Fe 3 O 4 + SO 2 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 221

57 57 CuO + C Cu + CO 2 58 Mg + Cu 2 O MgO + Cu 59 FeS + O 2 Fe 2 O 3 + SO 2 60 Cu 2 O + Zn Cu + ZnO 61 CuO + Fe Fe 2 O 3 + Cu 62 Al + Cu 2 O Al 2 O 3 + Cu 63 FeS + O 2 Fe 3 O 4 + SO 3 64 Al + ZnO Al 2 O 3 + Zn 65 FeS + O 2 Fe 2 O 3 + SO 3 66 CuO + Fe Cu + Fe 3 O 4 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 222

58 67 Al + MgO Al 2 O 3 + Mg 68 Al 2 O 3 + S Al + SO 2 69 Al 2 O 3 + SO Al + SO 3 70 FeS + O 2 Fe 3 O 4 + SO 2 71 CuO + C Cu + CO 2 72 Mg + Cu 2 O MgO + Cu 73 FeS + O 2 Fe 2 O 3 + SO 2 74 Cu 2 O + Zn Cu + ZnO 75 CuO + Fe Fe 2 O 3 + Cu 76 Al + Cu 2 O Al 2 O 3 + Cu PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 223

59 77 FeS + O 2 Fe 3 O 4 + SO 3 78 Al + ZnO Al 2 O 3 + Zn 79 FeS + O 2 Fe 2 O 3 + SO 3 80 CuO + Fe Cu + Fe 3 O 4 81 Al + MgO Al 2 O 3 + Mg 82 Al 2 O 3 + S Al + SO 2 83 Al 2 O 3 + SO Al + SO 3 84 B 2 O 3 + H 2 O B(OH) Ca + H2O Ca(OH) 2 + H 2 86 MgO + HCl MgCl 2 + H 2 O PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 224

60 87 Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2 O 88 Mg + CO 2 MgO + C 89 CO + H 2 O CO 2 + H 2 90 TiO 2 + HCl TiCl 4 + H 2 O 91 MnO 2 + H2O MnO(OH) 2 PTA-Fachschule Westfalen-Lippe e.v. Zweigstelle Paderborn, Allgemeine und anorganische Chemie, Dr. Dülme Seite 225