CHEMIE KAPITEL 5- REAKTIONEN DER ANORGANISCHEN CHEMIE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014

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2 Folie 2

3 Folie 3 Wiederholung: Teilreaktionen (I) Mg Mg e - * 2 (II) O e - 2 O 2-2 Mg + O 2 2 MgO (I) Mg Mg e - (II) Br e - 2 Br - Mg + Br 2 MgBr 2

4 Folie 4 Wiederholung: RedOx-Reaktionen Oxidation bezeichnet die Abgabe von Elektronen, Reduktion die Aufnahme von Elektronen. Reaktionen bei denen Elektronenübertragungen stattfinden, werden als Reduktions-Oxidations-Reaktionen, oder kurz Redoxreaktionen bezeichnet.

5 Folie 5 Historisches: Reduktion von Metalloxiden Früher wurden Reaktionen, die unter Entzug von Sauerstoff stattfanden, Reduktionsreaktionen genannt. Möglicher Ursprung des Begriffs: Darstellung der reinen Metalle aus ihren (oxidischen) Erzen: Metalle kommen häufig als Metalloxide in der Natur vor. Durch den Entzug von Sauerstoff werden Metalloxide auf das enthaltene reine Metall reduziert.

6 Folie 6 Anwendungen: Oxidations- und Reduktionsmittel Silberoxid (Ag 2 O) lässt sich wie im Prinzip alle Metalloxide durch starkes Erhitzen in seine Elemente zerlegen. 2 Ag 2 O 4 Ag + O 2 Durch thermische Zersetzung wird Silber wird reduziert und Sauerstoff oxidiert. Probleme: Unwirtschaftlich, da hohe Energie nötig. Viele Metalloxide sehr stabil und damit schwer zu trennen. Vorteilhaft: Trennen durch Reduktionsmittel.

7 Folie 7 Reduktionsmittel Erhitzt man Ag 2 O zusammen mit fein verteiltem Kohlestaub (elementarer Kohlenstoff) läuft folgende Reaktion bei weitaus niedrigeren Temperaturen ab: 2 Ag 2 O + C 4 Ag + CO 2

8 Folie 8 Kohlenstoff als Reduktionsmittel 2 Ag 2 O + C 4 Ag + CO 2 Kohlenstoff dient in dieser Reaktion als Reduktionsmittel, da es seinen Reaktionspartner reduziert. Umgekehrt wäre in diesem Versuch Silberoxid ein Oxidationsmittel, da es Kohlenstoff oxidiert.

9 Folie 9 Oxidationsmittel / Reduktionsmittel Ein Reduktionsmittel gibt in einer chemischen Reaktion Elektronen ab und reduziert somit seinen Reaktionspartner. Es wird dabei selbst oxidiert. Ein Oxidationsmittel nimmt in einer chemischen Reaktion Elektronen auf und oxidiert somit seinen Reaktionspartner. Es wird dabei selbst reduziert

10 Folie 10 Metalle als Reduktionsmittel Werden Kupferoxid (CuO) und Eisen (Fe) zusammen erhitzt, findet folgende Reaktion statt: 6 CuO + 2 Fe 6 Cu + 2 Fe 2 O 3

11 Folie 11 Metalle als Reduktionsmittel Ein gleicher Versuchsaufbau mit Eisenoxid und Kupfer als Reduktionsmittel funktioniert nicht. Manche Metalle sind stärkere Reduktionsmittel als andere Kupfer gehört zu den Edelmetallen und ist (wie in den Reaktionen gezeigt) ein edleres Metall als Eisen. Unedlere Metalle reduzieren die Oxide edlere Metalle

12 Folie 12 Aufgabe Vervollständige anhand der im Folgenden gezeigten Reaktionen das gezeigte Schema mit: Magnesium(oxid), Zink(oxid), Silber(oxid). Reduktionsvermögen nimmt zu Eisen Kupfer Eisenoxid Kupferoxid Oxidationsvermögen nimmt zu

13 Folie 13 Reaktionen CuO + 2 Ag -// Ag 2 O + Cu ZnO + Mg MgO + Zn 3 Zn + Fe 2 O 3 3 ZnO + 2 Fe MgO + Zn -// ZnO + Mg Cu + Ag 2 O 2 Ag + CuO 3 ZnO + 2 Fe -// 3 Zn + Fe 2 O 3

14 Folie 14 Musterlösung Regel: Unedlere Metalle oxidieren die Oxide edlere Metalle Beispiel: Zink kann Eisenoxid reduzieren, Magnesiumoxid aber nicht. Reduktionsvermögen nimmt zu Magnesium Aluminium Zink Eisen Kupfer Silber Magnesiumoxid Aluminiumoxid Zinkoxid Eisenoxid Kupferoxid Silberoxid Oxidationsvermögen nimmt zu

15 Folie 15 Thermitreaktion Fe 2 O Al 2 Fe + Al 2 O 3 Bei dieser Reaktion wird sehr viel Energie freigesetzt Entstehendes Eisen ist flüssig Einsatzgebiet: (unter anderem) Gleisbau

16 Folie 16 Thermitverfahren

17 Folie 17 Gemeinsamkeiten einiger RedOx-Reaktionen (... machen das Leben leichter)

18 Folie 18 Oxidations- und Reduktionsvorgänge Analog zu den bisher behandelten Reaktionen: Metalle + Sauerstoff Metalloxide 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 Metalle + Halogene Metallhalogenide 2 Fe + 3 Cl 2 2 FeCl 3 Metalle + Schwefel Metallsulfide Cu + S CuS

19 Folie 19 Metalle und Säuren Unedle Metalle reagieren ebenfalls nach einem festgelegten Schema mit Säuren Unedles Metall + Säure Salz + Wasserstoff Beispiel: Zn + 2 H + Zn 2+ + H 2 Oxidation: Reduktion: Gesamtgleichung:

20 Folie 20 Allgemeines Schema Valenzelektronen (Elektronen auf der äußeren Schale) an und geht in Lösung: M M x+ + x*e - Hieran gekoppelt ist die Aufnahme dieser Elektronen durch die (säurebedingt) im Überschuss vorliegenden H + -Ionen: x H + + x*e - x H Die Wasserstoffatome reagieren direkt weiter zu H 2 -Molekülen gemäß: 2 H H 2

21 Folie 21 Gültigkeit Für n findet man in fast allen Fällen die Werte n = 1,2,3. Für n = 2 ergibt sich für Zink: Zn + 2 H + Zn H Zn 2+ + H 2 Für n = 3 ergibt sich für Zink: Al + 3 H + Al H Al ½ H 2 2 Al + 6 H + 2 Al H 2 Al H 2

22 Folie 22 Aufgaben Erstellt die Redox-Gleichungen für folgende Reaktionen: Eisen (gibt 3 Elektronen ab) + Salzsäure Titan (gibt 4 Elektronen ab) + Sauerstoff Magnesium (gibt 2 Elektronen ab) + Schwefel Silber (gibt 1 Elektron ab) + Chlor Chrom (gibt 5 Elektronen ab) + Sauerstoff

23 Folie 23 Elektrolyse Anodenprozess (Oxidation): 2 Cl - Cl e - Kathodenprozess (Reduktion): 2 Na + + 2e - 2 Na Durch Einsetzen elektrischer Energie lassen sich mit der Elektrolyse Reaktionen erzwingen, die spontan nicht ablaufen würden. Auf diese Weise werden Elemente wie Natrium und Chlor hergestellt, die in der Natur nur als Verbindungen vorkommen

24 Folie 24 Elektrolyse Je nach Metall/Stoff findet man ein unterschiedlich großes Bestreben, Elektronen abzugeben. Entsprechend muss unterschiedlich viel Energie (Spannung) aufgewendet werden, um den Umkehrprozess elektrochemisch in Gang zu setzten. Kombiniert man in einem galvanischen Element Elektroden verschiedener Metall mit Salzlösungen der Metalle, so erhält man eine Stromquelle, der Strom fließ vom unedleren Metall zum edleren:

25 Folie 25 Elektrolyse Oxidation: Zn Zn e - Reduktion: Cu e - Cu Gesamteaktion: Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+ An der Kupferelektrode scheidet sich Kupfer ab.

26 Folie 26 Oxidationszahlen Viele Elemente können in Verbindungen in unterschiedlichen Oxidationsstufen vorliegen. D.h. sie haben unterschiedlich viele ihrer Außenelektronen abgegeben oder in einer polaren Bindung an sich gezogen. Um die daraus resultierenden unterschiedlichen Oxidationsstufen eines Elementes zu charakterisieren, wurden die Oxidationszahlen eingeführt. Elemente besitzen immer die Oxidationszahl 0 Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Ions.

27 Folie 27 Aufgabe: Oxidationszahlen Bestimmt die Oxidationszahlen der Atome in: NaCl, Na 2 SO 4, NaNO 3, NaNO 2, NH 4 Cl, NH 4 NO 2 HCHO, HCOOH, CH 3 OH, CH 3 COCH 3

28 Folie 28 Rechtliches Abbildungsnachweis: Folie 2, 7, 10: elemente chemie II, Klett Verlag, S. 228, 234. Folie 16: Copyrightvermerk und Lizenzen: Alle Rechte an den Inhalten dieser elearning-materialien liegen beim Autor oder den jeweiligen Urheberrechtsinhabern. Sämtliche Bilder und Texte sind entweder vom Autor selbst fotografiert, verfasst oder sind gemeinfrei, es sei denn, es ist eine andere Quelle angegeben. Kein Teil dieses Materials darf ohne ausdrückliche schriftliche Genehmigung des Autors veröffentlicht, vervielfältigt oder für Internet-Seiten verwendet werden, auch nicht in abgeänderter Form. Die Daten oder Teile der Homepage dürfen nicht auf fremden Datenträgern, Kopien, Druckwerken, auf CD-ROM oder anderen Datenspeichermöglichkeiten erscheinen. Haftungsausschluss: Die Benutzung der hier vorliegenden Informationen geschieht auf vollkommen eigene Verantwortung. Haftung für Schäden oder Verluste, die beim Umgang mit den hier beschriebenen Stoffen oder bei der Durchführung von chemischen Versuchen entstehen, ist ausgeschlossen; ebenso wie Schadensersatzforderungen oder Gewährleistungsansprüche aufgrund falscher oder fehlender Angaben. Die Angaben zu den Stoffen und Experimentieranleitungen wurden jedoch sorgfältig und nach bestem Gewissen erstellt und sind in jedem Falle zu beachten.

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