Praktikumsrelevante Themen

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1 Praktikumsrelevante Themen RedoxReaktionen Aufstellen von Redoxgleichungen Elektrochemie Quantitative Beschreibung von RedoxGleichgewichten Redoxtitrationen 1

2 Frühe Vorstellungen von Oxidation und Reduktion AntoineLaurent Lavoisier ( ) Metalle (z. B. Hg) verbinden sich mit Sauerstoff (oxygenium) aus der Luft zu Oxiden (2 Hg + O 2 HgO). Heiße Holzkohle (C) entfernt Sauerstoff aus den Oxiden und bildet ein Metall und fixierte Luft (2 HgO + C 2 Hg + CO 2 ) Oxidation = Stoff verbindet sich mit Sauerstoff Reduktion = Entfernung von Sauerstoff aus einer Verbindung 2

3 Erweiterung der Definition Eselsbrücke: ab = ox a box Elektronenabgabe = Oxidation Zn Zn e Elektronenaufnahme = Reduktion O e 2 O 2 S + 2 e S 2 Erhöhung der Oxidationszahl = Erniedrigung der Oxidationszahl 2 H e H 2 Oxidation und Reduktion sind immer miteinander gekoppelt Redox 3

4 Korrespondierende Redoxpaare Reduktionsmittel = Elektronendonator (wird selbst oxidiert) Zn Zn e Oxidationsmittel = Elektronenakzeptor (wird selbst reduziert) O e 2 O 2 2 Zn + O 2 2 ZnO Zahl der aufgenommenen e = Zahl der abgegebenen e 4

5 Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen (OZ) I 1. Für Elemente ist OZ = 0 2. In Ionenverbindungen mit einatomigen Ionen ist die OZ eines Elements identisch mit der Ionenladung 3. In Molekülen ist die Summe der OZ aller Atome gleich null. (Gedankliche Zuordnung der Bindungselektronen zum elektronegativeren Bindungspartner dann ist die OZ identisch mit der Ladung) 4. In mehratomigen Ionen ist die Summe der OZ aller Atome gleich der Ladung des Ions. 5. Fluor (elektronegativstes Element) hat in allen Verbindungen OZ = 1 6. Sauerstoff hat in Verbindungen meist OZ = 2 Ausnahmen: in Peroxiden, z. B. H 2 O 2, OZ = 1 in Hyperoxiden, z. B. KO 2, OZ = 1/2 in OF 2 : OZ(O) = +2, OZ(F) = 1 5

6 Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen (OZ) II 7. Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen OZ = +1, in Verbindungen mit elektropositiveren Elementen (Metalle) OZ = 1 8. Die maximale (positive) OZ eines Elements in einer Verbindung entspricht der Anzahl der e, die bis zum Erreichen der vorangehenden, vollbesetzten Elektronenschale abgegeben werden können (Gruppennummer im PSE, mögliche Werte: +1 bis +8, echte Kationen: +1, +2) 9. Die minimale (negative) OZ eines Elements in einer Verbindung entspricht der Anzahl der e, die bis zum Erreichen der nächsten vollbesetzten Elektronenschale aufgenommen werden können (mögliche Werte: 1 bis 4, echte Anionen: 1bis 3) 10. Viele Elemente treten in mehreren Oxidationszahlen auf. 6

7 Wichtige OZ der Elemente der ersten 3 Perioden 7

8 Aufstellung von Redoxgleichungen I Auf beiden Seiten der Gleichung müssen gleich sein: Anzahl und Art der Atome Summe der Ionenladungen Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen Fe 3+ + S 2 Fe 2+ + S 0 falsch!! e + Fe 3+ Fe 2+ 2 S 2 S e 2 e + 2 Fe 3+ 2 Fe 2+ S 2 S e 2 Fe 3+ + S 2 2 Fe 2+ + S 0 richtig! 8

9 Aufstellung von Redoxgleichungen II Reaktion von Kaliumpermanganat und Natriumsulfit in saurer Lösung 1) Festlegung der Ausgangs und Endprodukte MnO 4 + SO H + Mn 2+ + SO H 2 O 2) Bestimmung der Oxidationszahlen MnO 4 + SO H + Mn 2+ + SO H 2 O 3) Aufstellung und Multiplikation der Teilgleichungen MnO e Mn O 2 2 SO H 2 O SO e + 2 H MnO e 2 Mn O 2 5 SO H 2 O 5 SO H e 4) Addition der Teilgleichungen, Kontrolle der Summengleichung 2 MnO SO H 2 O 2 Mn SO O H + 2 MnO SO H 2 O 2 Mn SO H 2 O + 3 O 2 2 MnO SO H + 2 Mn SO H 2 O 9

10 Weitere Beispiele für Redoxreaktionen Reaktion von Kaliumpermanganat und Hydrazin in basischer Lösung MnO 4 + N 2 H 4 MnO 2 + N 2 MnO e MnO O 2 4 N 2 H 4 N e + 4 H MnO N 2 H 4 4 MnO N O H + 4 MnO N 2 H 4 4 MnO N OH + 4 H 2 O In basischer Lösung ist MnO 4 ein schwächeres Oxidationsmittel (Abgabe von nur 3 e ) 10

11 Übung I Bei der Auflösung von Kupfer in Salpetersäure entstehen Cu 2+ Ionen und Stickstoffmonoxid (NO) Wie lautet die Reaktionsgleichung? 1) Auffinden der Oxidationszahlen 2) Ermittlung der Zahl der ausgetauschten Elektronen 3) Prüfung auf Elektroneutralität. Summe der Ladungen muß auf beiden Seiten gleich sein. Ausgleich in saurer Lösung durch H +, in basischer Lösung durch OH 4) Ausgleich der Stoffbilanz (gleiche Anzahl von Atomen auf beiden Seiten) 11

12 Übung II Einige Stoffe können sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel sein (abhängig vom Reaktionspartner und vom ph) z. B. H 2 O 2 H 2 O 2 reagiert in basischer Lösung mit Mn 2+ als Oxidationsmittel und mit MnO 4 als Reduktionsmittel zu Braunstein. Wie lauten die Redoxgleichungen? 12

13 Disproportionierung Die Disproportionierung ist eine Redoxreaktion bei der das selbe Element gleichzeitig reduziert und oxidiert wird, z. B. Brom in basischer Lösung Br 2 Br + BrO 3 Br + e Br 5 Br + 6 OH BrO e + 3 H 2 O 1 3 Br OH 5 Br + BrO H 2 O 13

14 Konproportionierung (Synproportionierung) Konproportionierung (Synproportionierung) Zwei Verbindungen, die dasselbe Element in einer niederen und einer höheren Oxidationsstufe enthalten, reagieren zu einer Verbindung, in der das Element eine mittlere Oxidationsstufe einnimmt. z. B. MnO 4 und Mn 2+ in basischer Lösung MnO 4 + Mn 2+ MnO 2 MnO e MnO O 2 2 Mn OH MnO e + 2 H 2 O 3 2 MnO Mn OH 5 MnO H 2 O + 4 O2 2 MnO Mn OH 5 MnO H 2 O 8 OH + 2 H 2 O 14

15 Elektrochemische Gleichgewichte Bei RedoxReaktionen fließen Elektronen vom Reduktions zum Oxidationsmittel Elektrochemie = Lehre von den ReduktionsOxidationsVorgängen Eintauchen eines ZnBleches in eine CuSO 4 Lösung Zn Zn e Cu e Cu Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu blau farblos rötlich Räumliche Trennung von 2 Redoxpaaren (Metall1/Kation1 und Metall2/Kation2) Stromquelle galvanisches Element Zuführung von elektrischer Energie zur Initiierung chemischer RedoxReaktionen Elektrolyse 15

16 Das DANIELLElement 2 Halbzellen, verbunden durch ionendurchlässiges Diaphragma oder Salzbrücke Oxidation Zn Zn e Reduktion Cu e Cu Kathode muß nicht Cu sein, Zn SalzLösung kann durch anderen Elektrolyten ersetzt werden Potentialdifferenz = 1,1 V (elektromotorische Kraft, EMK), wenn c ZnSO4 = c CuSO4 = 1 mol/l Zn(s) Zn 2+ (1 mol/l) Cu 2+ (1 mol/l) Cu(s) 16