+ O. Die Valenzelektronen der Natriumatome werden an das Sauerstoffatom abgegeben.

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1 A Oxidation und Reduktion UrsprÄngliche Bedeutung der Begriffe UrsprÅnglich wurden Reaktionen, bei denen sich Stoffe mit Sauerstoff verbinden, als Oxidationen bezeichnet. Entsprechend waren Reaktionen, bei denen Stoffe Sauerstoff abgeben, sogenannte Reduktionen. Beispiele: 4 Na + O 2 2 Na 2 O Oxidation CuO + H 2 Cu + H 2 O Reduktion Erweiterte Bedeutung der Begriffe Oxidation von Natrium in der Elektronenschreibweise: Die Valenzelektronen der Natriumatome werden an das Sauerstoffatom abgegeben. Oxidation von Kohlenstoff in der Elektronenschreibweise unter BerÅcksichtigung der PolaritÄt der Atombindungen: + Die Valenzelektronen des Kohlenstoffatoms werden teilweise an die elektronegativeren Sauerstoffatome abgegeben. abgegeben. Redoxreaktionen Reaktionen, bei denen Elektronenverschiebungen zwischen Atomen stattfinden bezeichnet man als Redoxreaktionen. Redoxreaktion Oxidation Reduktion 2 Na. +. Ọ 2 Na + + O Oxidationsmittel Reduktionsmittel O. O C O -. C.. ElektronenÅbergabe Elektronenabgabe Elektronenaufnahme Elektronenakzeptor Elektronendonator 2- Oxidation und Reduktion verlaufen stets gekoppelt, da ein Teilchen nur dann Elektronen abgeben kann, wenn diese von einem anderen Teilchen aufgenommen werden. Redoxreaktionen 61 RRi

2 Oxidationszahl Der Oxidationsgrad eines Teilchens in einer Verbindung ist gegeben durch die Anzahl der bei der Bildung der Bindungen aufgenommenen oder abgegebenen Elektronen. Er wird ausgedråckt durch die sogenannte Oxidationszahl. Definition Die Oxidationszahl eines Elementes in einer Verbindung entspricht der formalen Ladung, die ein entsprechendes Atom erhält, wenn die Bindungselektronen aller Bindungen dem jeweils elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet werden. Oxidationszahlen werden Åber dem Elementsymbol als råmische Ziffer mit Vorzeichen geschrieben. Merke: Reduktionsmittel Oxidation CuO + H 2 Cu + H 2 O Oxidationsmittel Reduktion +III -II +II -I +III -I +V -II Fe 2 O 3 MgCl 2 PCl 3 PO 4 3- Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome in einer Verbindung ist Null. Bei Ionen entspricht sie der tatsächlichen Ladung der Ionen. FÅr die Ermittlung von Oxidationszahlen gelten aufgrund der Wertigkeiten und ElektronegativitÄten der Elemente folgende Regeln (nach PrioritÄt geordnet): 1. Jedes ungebundene Atom hat die Oxidationszahl 0, ebenso Atome in MolekÅlen aus gleichartigen Atomen. 2. Fluor hat die Oxidationszahl -I. 3. Metalle haben positive Oxidationszahlen. FÅr Hauptgruppenelemente stimmt sie mit der Hauptgruppennummer Åberein. 4. Wasserstoff hat die Oxidationszahl +I. 5. Sauerstoff hat die Oxidationszahl -II. Redoxreaktionen 62 RRi

3 6. Die kleinst mçgliche Oxidationszahl von Nichtmetallen entspricht der Hauptgruppennummer minus acht, sie nehmen diese in Salzen ein. Die grçsst mçgliche Oxidationszahl entspricht der Hauptgruppennummer. Oxidationszahlen sind ein gutes Hilfsmittel zur Beurteilung und Formulierung von Redoxreaktionen. Oxidation: Reduktion: Aufgaben ErhÇhung der Oxidationszahl eines Elementes Herabsetzung der Oxidationszahl eines Elementes 1. Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Atome in den angegebenen Teilchen! a) NH 3 b) CO 2 c) FeCl 3 d) F 2 e) HNO 3 f) KMnO 4 g) H 2 O 2 2- h) SO 4 i) PO 4 3- k) LiAlH 4 l) AgS m)of 2 2. Bezeichnen Sie in den folgenden Redoxreaktionen mit Hilfe der Oxidationszahlen, welches der Elemente oxidiert beziehungsweise reduziert wird: a) 2 Li + 2 H 2 O 2 LiOH + H 2 b) Na 2 S + 4 H 2 O 2 Na 2 SO H 2 O c) 3 Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O d) 4 KMnO NaClO H 2 O 4 MnO NaClO KOH B Spannungsreihe der Metalle Vier verschiedene Metalle werden jeweils in vier verschiedene SalzlÇsungen getaucht und auf eine Reaktion mit der SalzlÇsung untersucht. In der Tabelle ist angekreuzt, bei welcher Metall/SalzlÇsung-Kombination eine Reaktion feststellbar ist. Metall MetallsalzlÇsung Ag + Cu 2+ Fe 2+ Zn 2+ Ag Cu X - - Fe X X - Zn X X X Aus den Beobachtungen lässt sich eine ReaktivitÄtsreihenfolge får die vier Metalle erstellen: Zn > Fe > Cu > Ag Die Reihenfolge zeigt die FÄhigkeit der Metalle zur Elektronenabgabe, also ihre StÄrke als Reduktionsmittel. Redoxreaktionen 63 RRi

4 Unedle Metalle: Edle Metalle: Geben leicht e - ab, sind also starke Reduktionsmittel. Geben nur schwer e - ab. Ihre Ionen nehmen sie deshalb gerne wieder auf, sind also starke Oxidationsmittel. Metalle zunehmend starke Reduktionsmittel K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Pb H Cu Ag Hg Au Metall-Ionen zunehmend starke Oxidationsmittel Der Wasserstoff bildet in sauren LÇsungen das Kation H +. Dieses wirkt auf Metalle als Oxidationsmittel; der Wasserstoff kann Metall-Ionen reduzieren. Der Wasserstoff bildet damit die Grenze zwischen edlen Metallen (werden in sauren LÇsungen nicht angegriffen) und unedlen Metallen (werden in sauren LÇsungen oxidiert). Aufgaben 1. Entscheiden Sie får jede der folgenden Aussagen, ob sie zutrifft oder nicht! a) Wasserstoffgas ist ein stärkeres Reduktionsmittel als Kupfer. b) Kupfer lçst sich in verdånnter SchwefelsÄure nicht auf. c) Zinkpulver fällt Eisen-Ionen als metallisches Eisen aus. d) Blei ist ein edles Metall. e) Zink lässt sich durch Eintauchen in eine Nickelionen-LÇsung vernickeln. C Galvanische Zellen LÄsst man eine Redoxreaktion in einer Anordnung mit getrennter Oxidation und Reduktion ablaufen und erfolgt die ElektronenÅbertragung Åber einen Leiterdraht, spricht man von einer galvanischen Zelle. Solche Anordnungen geben die Energie exotherm ablaufender chemischer Reaktionen als elektrische Energie ab. Jedes der beiden räumlich getrennten Redoxpaare nennt man eine Halbzelle. Zwischen den Elektroden zweier verschiedener Halbzellen besteht eine elektrische Spannung. Die Anode wird gebildet durch das Metall mit dem grçsseren ReduktionsvermÇgen. Sie ist negativ geladen und an ihr läuft die Oxidation des unedleren Metalls ab. Die Kathode ist der positive Pol, an ihr läuft die Reduktion der Ionen zum edleren Metall ab. Die Elektronen fliessen von der A de zur Kathode. Redoxreaktionen 64 RRi

5 Daniell-Element U Zinkelektrode Zinksulfat- LÇsung - e SO 4 Zn 2+ Cu 2+ Zn 2+ Kupferelektrode Kupfersulfat- LÇsung Diaphragma Anode: Zn Zn e - Kathode: Cu e - Cu Gesamtreaktion: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Aufgaben 1. Skizzieren Sie die galvanische Zelle Sn/Sn 2+ //Ag/Ag +. a) Welche Elektrode ist die Kathode? b) Welche Elektrode stellt die negative Elektrode dar? c) In welcher Richtung fliessen die Elektronen? d) Welche Teilreaktionen laufen an der Kathode und an der Anode ab? 2. Beantworten Sie mit Hilfe des Buches die folgenden Fragen zur Zink/Kohle-Batterie : a) Woraus besteht der Minus-Pol? b) Welche Funktion hat die Kohleelektrode? c) Welche Funktion Åbernimmt die NH 4 Cl-Paste? d) Welche Reaktion läuft an der Anode ab? (Gleichung) e) Welcher Stoff wird reduziert? f) Welche Nachteile hat eine solche Batterie? 3. Beantworten Sie mit Hilfe des Buches die folgenden Fragen zum Blei-Akkumulator: a) Welcher Stoff ist das Reduktionsmittel? b) Welche Funktion Åbernimmt das PbO 2? c) Welche Oxidationszahl hat das Blei im PbO 2 und danach im PbSO 4? d) Welche Reaktion läuft an der Kathode ab? e) Welche Reaktion läuft an der Anode ab? f) Welche Funktionen Åbernimmt die SchwefelsÄure? g) Warum lässt sich ein Bleiakku wieder aufladen? h) Warum lässt sich der Ladezustand der Batterie mit einem ArÄometer bestimmen? i) Was kann beim Éberladen geschehen? 4. Beantworten Sie mit Hilfe des Buches die folgenden Fragen zur Korrosion: a) Was versteht man unter Korrosion? b) Was geschieht mit dem unedleren Metall in einem Lokalelement? Redoxreaktionen 65 RRi

6 c) Was geschieht beim edleren Metall? d) Was ist Rost? e) Warum fçrdert Streusalz die Korrosion? f) Was ist Passivierung? D Elektrolyse Taucht man zwei Elektroden in eine Ionen-LÇsung oder -Schmelze und legt eine Gleichspannung an, so - + finden an den Elektroden Reduktions- und OxidationsvorgÄnge statt. Diese VorgÄnge bezeichnet man als Elektrolyse. Die negative Elektrode ist ein Elektronenspender Kathode Anode und damit ein Reduktionsmittel. Sie reduziert die Kationen und wird als Kathode bezeichnet. Die positive Elektrode ist ein "Elektronensauger" Anionen Kationen und damit ein Oxidationsmittel. An ihr findet die Oxidation der Anionen statt und sie wird als Anode bezeichnet. Reduktion und Oxidation laufen gleichzeitig ab. Die bei der Oxidation an der Anode aufgenommenen Elektronen gelangen Åber die Stromquelle zur Kathode und stehen hier dem Reduktionsvorgang zur VerfÅgung. Elektrolyse einer NaCl-Schmelze Anode: Cl - Cl + e - Kathode: Na + + e - Na Gesamtreaktion: 2 NaCl 2 Na + Cl 2 Elektrolyse einer Al 2 O 3 -Schmelze Anode: 3 O 2-3 O + 6 e - Kathode: 2 Al e - 2 Al Gesamtreaktion: 2 Al 2 O 3 4 Al + 3 O 2 Elektrolyse von Wasser Anode: 2 H 2 O O H e - Kathode: 4 H 2 O + 4 e - 2 H OH - Gesamtreaktion: 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 Redoxreaktionen 66 RRi

7 In wässrigen LÇsungen von Salzen werden an der Kathode nur Metalle abgeschieden, deren Ionen die Elektronen lieber aufnehmen als Wasserstoff-Ionen, also edler sind als Wasserstoff. Umgekehrt werden an der Anode nur Anionen oxidiert, die ihre Elektronen lieber abgeben als Sauerstoff-Ionen. Aufgabe 1. Skizzieren Sie die Elektrolysezelle einer Schmelze von AlCl 3. a) Welche Ladung haben Anode und Kathode? b) In welcher Richtung fliessen die Elektronen und die Ionen? c) Formulieren Sie die Teilreaktionen an der Anode und an der Kathode sowie die Gesamtreaktion! Redoxreaktionen 67 RRi

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