Redoxreaktionen. Mg + ½ O 2. MgO. 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2. Mg ½ O + 2 e O 2. 3 Mg 3 Mg e
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- Walter Winter
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1 Redoxreaktionen Mg + ½ O 2 MgO 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 2 Mg ½ O + 2 e 2+ Mg + 2 e O 2 3 Mg 3 Mg e N + 6 e 2 N 3 2 1
2 Redoxreaktionen 2
3 Oxidation und Reduktion Eine Oxidation ist ein Elektronenverlust Na Na + + e - Ein Reduktionsmittel ist ein Atom, Ion oder Molekül, das Elektronen abgibt und so selbst oxidiert wird. Bei der Oxidation steigt die Oxidationszahl eines der beteiligten Atome. Eine Reduktion ist eine Elektronenaufnahme O e - 2 O 2- Cl e - 2 Cl - Ein Oxidationsmittel ist ein Atom, Ion oder Molekül, das Elektronen aufnimmt und so selbst reduziert wird. Bei der Reduktion sinkt die Oxidationszahl eines der beteiligten Atome. 3
4 Oxidationszahlen O wird reduziert C 0 + O 0 2 C +IV O -II 2 C wird oxidiert Eine Oxidation ist eine Erhöhung der Oxidationszahl Eine Reduktion ist eine Erniedrigung der Oxidationszahl 4
5 Schreibweise von Oxidationszahlen +I -II H O H 2 2 +I O -II 5
6 Ermittlung von Oxidationszahlen Die Summe der Oxidationszahlen der Atome in einem Molekül ist gleich seiner Gesamtladung Verbindung Gesamtladung Oxidationszahlen Cr 2 O muß II ergeben 3- PO 4-3 muß III ergeben H 3 O muß + I ergeben 6
7 Ermittlung von Oxidationszahlen In einem neutralen Molekül ist die Summe der Oxidationszahlen gleich Null. Verbindung Gesamtladung Oxidationszahlen H 2 O NaCl Fe 2 O 3 Null Null Null muß Null ergeben muß Null ergeben muß Null ergeben 7
8 Ermittlung von Oxidationszahlen Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl deren Ladung Einatomiges Ion Ladung Oxidationszahl Na + Fe 3+ Br ist + I ist + III ist - I 8
9 Ermittlung von Oxidationszahlen Alle Elemente oder Atome im elementaren Zustand haben immer die Oxidationszahl Null 0 Fe 0 Al 0 H 2 0 S 8 9
10 1 0 Ermittlung von Oxidationszahlen In nichtmetallischen Verbindungen hat Wasserstoff die Oxidationszahl +I. +I HCl +I H 2 O +I NH 3 In Metallhydriden hat Wasserstoff die Oxidationszahl I. I PbH 4 I LiH
11 1 1 Ermittlung von Oxidationszahlen In den meisten Verbindungen hat Sauerstoff die Oxidationszahl II. II H 2 O II CO 2 II NO 3 In Peroxiden hat der Sauerstoff die Oxidationszahl I. I I I H 2 O 2 Na 2 O 2 BaO 2
12 1 2 Ermittlung von Oxidationszahlen In kovalenten Verbindungen werden den einzelnen Atomen hypothetische Ionenladungen zugeordnet. Die Elektronen werden dabei den elektronegativeren Elementen zugeteilt. Die formale Ladung entspricht der Oxidationszahl. Verbindung Imaginäre Ionenladung Oxidationszahl H 2 O H 2 O 2 HNO 3 H +, O 2, H + H +, O, O, H + H +, N 5+, 3 O 2 +I -II H 2 O +I I H 2 O 2 +I +V II H N O 3
13 Ermittlung von Oxidationszahlen Halogene haben meistens die Oxidationszahl I, aber +I I +I NaCl in Sauerstoffverbindungen haben sie oftmals positive Oxidationszahlen. I KBr +I +I II HClO +I +V II +I +VII II HClO 3 H Cl O 4 Das Element Fluor hat immer die Oxidationszahl I. Andere Halogene können auch positive Werte annehmen: + I I +I I ClF 3 I 1 3
14 1 4 Oxidation und Reduktion Eine Oxidation ist immer an eine Reduktion gekoppelt und umgekehrt. Eine Redoxreaktion beinhaltet immer zwei Redoxpaare: Reduktionsmittel 1 Oxidation Reduktion Oxidationsmittel 1 + n e Reduktion Oxidationsmittel 2 + n e Reduktionsmittel 2 Oxidation Korrespondierende Redoxpaare Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2
15 1 5 Korrespondierende Redoxpaare Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 2 Na + Cl 2 2 Na Cl - 2 NaCl 2 Ca + O 2 2 Ca O 2-2 CaO
16 Oxidation und Reduktion Ob die Oxidation oder die Reduktion einer Verbindung stattfindet hängt vom Reaktionspartner ab. Beispiel: H 2 O 2 als Reduktionsmittel: 2 KMnO + 6 H H O H 2 O 2 als Oxidationsmittel: 2 Mn O + 8 H O + 2 K KI + H 2 SO 4 K 2 SO HI H 2 O HI 2 H 2 O + I 2 1 6
17 Aufstellen von Redoxgleichungen Vorgehensweise: - Oxidationszahlen bestimmen - Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen - Ladungs- und Stoffbilanz der Teilgleichungen mit H 2 O, H + und OH - ausgleichen - Multiplikation der Teilgleichungen (KGV) - Gesamtgleichung durch Addition der Teilgleichungen z.b. Mg + O 2? Oxidation: Reduktion: Mg O e - Mg e - 2 O 2- x 2 x 1 Redox: 2 Mg + O 2 2 Mg O 2-2 MgO 40
18 Aufstellen von Redoxgleichungen Auflösen unedler Metalle in Säuren Zn + HCl Zn 2+ + H 2 Ox. Zn Zn e - x 1 Red. 2 H e - H 2 x 1 Redox: Zn + 2 HCl Zn Cl - + H 2 18
19 Aufstellen von Redoxgleichungen Auflösen von Kupfer in Salpeter- säure unter Bildung von NO Cu + HNO 3 + Cu 2+ + NO Ox. Cu Cu e - x 3 Red. NO e H + NO + 2 H 2 O x 2 Redox: 3 Cu + 2 NO H + 3 Cu NO + 4H 2 O 19
20 Aufstellen von Redoxgleichungen Reaktion von Permanganat mit Wasserstoffperoxid in saurer Lösung 2 KMnO + 6 H H O Mn O + 8 H O + 2 K Ox. H 2 O 2 O 2 + 2H e - Red. MnO e - + 8H + Mn H 2 O x 5 x 2 Redox: 2 MnO H 2 O H + 2 Mn O H 2 O 43
21 2 1 Disproportionierung Eine Disproportionierung ist eine Redoxreaktion, bei der ein Element gleichzeitig in eine höhere und eine tiefere Oxidationsstufe übergeht. Beispiele: H 2 O 2 ½ O 2 + H 2 O Cl 2 + OH - HCl + OCl - Chlorkalk: CaCl(OCl) (Benutzung als Desinfektionsmittel z.b. bei der Trinkwasseraufbereitung)
22 2 2 Komproportionierung Eine Komproportionierung ist eine Redoxreaktion, bei der ein Element aus einer höheren und einer tieferen Oxidationsstufe in eine mittlere übergeht. Beispiele: IO I H + 3 I H 2 O Entfernung von H 2 S (Schwefelwasserstoff) durch partielle Oxidation zu SO 2 und folgender Kompropotionierung +4-2 SO H 2 S 0 3 S + 2 H 2 O
23 2 3 Die Redoxreihe Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Zn Zn 2+ Zn Zn 2+ Zn Cu 2+ Cu Cu 2+ Cu Cu 2+
24 Die Redoxreihe 2 4
25 Oxidationskraft 2 5 Die Redoxreihe Reduzierte Form Oxidierte Form Mg Mg e - Zn Zn e - Fe Fe e - Pb Pb e - H 2 H 3 O e H 2 O Cu Cu e - Ag Ag + + e - 2 Br Br e - 2 Cl Cl e - Reduktionskraft
26 Die Galvanische Zelle In der galvanischen Zelle wird der Minuspol als Anode bezeichnet, der Pluspol als Kathode. Die Elektronen fließen von der Anode zur Kathode. Wo findet Oxidation statt? 22
27 Das Daniell-Element Batterie = Galvanisches Element: Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) 27
28 Die Elektromotorische Kraft (EMK) Zwischen den beiden Halbzellen eines Galvanischen Elementes besteht eine Potenzialdifferenz. Die Potenzialdifferenz wird als elektromotorische Kraft bezeichnet. Sie kann in stromlosen Messungen mit einem Voltmeter bestimmt werden. Ihre Einheit ist das Volt [V]. 28
29 Das Zellpotenzial E 0 der Zelle E 0 der Anode E 0 der Kathode Voltmeter E 0 (Zelle) = E 0 (Kathode) E 0 (Anode) 25
30 Messung von Standardpotenzialen 30
31 Die Normal-Wasserstoffelektrode (NHE) 31
32 Standardpotenziale Zn Zn Zn e 1.56 V 0.76 V H 2 Cu 1.10 V Nulllinie 0.34 V 0.80 V 0.46 V H 2 2 H e Cu Cu e Ag Ag Ag + + e + 28
33 Das Zellpotenzial E 0 der Zelle E 0 der Anode E 0 der Kathode Voltmeter E 0 (Zelle) = E 0 (Kathode) E 0 (Anode) 25
34 Standardpotenziale Vorzeichenkonvention 1953: Ein positives Vorzeichen des Standardpotenzials bedeutet freiwillige Reduktion gegenüber der Normalwasserstoff- Elektrode. Ein negatives Vorzeichen des Standardpotenzials bedeutet freiwillige Oxidation gegenüber der Normalwasserstoff- Elektrode. Je positiver das Standardpotenzial, desto stärker ist die Oxidationskraft. Je negativer das Standardpotenzial, desto stärker ist die Reduktionskraft. 29
35 Oxidationskraft Reduktionskraft
36 Die Nernstsche Gleichung E E 0 R T [Ox] ln n F [Red] E 0 = Standardpotenzial des Redoxpaares n = Zahl der pro Formelumsatz ausgetauschten Elektronen R = J K 1 mol 1 Walther Hermann Nernst F = C mol 1 T = Temperatur in Kelvin 38
37 Die Nernstsche Gleichung Potential für die Halbzelle Ag / Ag + ; Konzentrationsabhängigkeit Ag + + e - Ag E 0 = 0,8 V, n = 1 1M Lösung: E = +800mV + (59mV / 1) lg (1 / 1) = +800mV 10M Lösung: E = +800mV + (59mV / 1) lg (10 / 1) = +859mV 0,1M Lösung: E = +800mV + (59mV / 1) lg (0,1 / 1) = +741mV 35
38 Quantifizierung Galvanische Zelle EMK berechnen für Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu Zn e - Zn E 0,76 0,059 [Zn 2 ] lg 2 [Zn] Cu e - Cu E 0,34 0,059 [Cu 2 ] lg 2 [Cu] EMK: E = E Red - E Ox = 0,34 ( 0,76) 0,059 lg [Cu 2 ] 2 [Zn 2 ] Für 1M Lösungen: E = E 0 = 1,10 V 40
39 ph-abhängigkeit der Oxidationskraft E [V] 0 2 MnO H + +10e 2 Mn H 2 O 10 I 5 I e Cl 2 / 2Cl Br 2 / 2Br I 2 / 2I ph E E 0,059 n lg [Ox] [Re d] 1,51 0,059 5 c(mno4 ) c 8 (H ) lg c(mn 2 ) 41
40 Polkappen - Trockenelemente (Taschenlampenbatterie) + Abdichtung Graphitstab mit Braunstein Papier-Kunststoffisolation und Metallmantel Zinkzylinder poröse Zwischenschicht (Papier) Elektrolyt: NH 4 Cl, ZnCl 2 Füllstoffe Zn + 2 NH Cl [Zn(NH ) Cl ] + 2 H e MnO 2 + 2H e 2 MnO(OH) Zn + 2 NH 4 Cl + 2 MnO 2 [Zn(NH 3 ) 2 Cl 2 ] + 2 MnO(OH) 38
41 Der Bleiakkumulator 2 Pb + SO PbO H + SO e PbSO e PbSO 4 + H 2 O Pb + PbO H 2 SO 4 Entladung 2 PbSO H 2 O V Ladung 39
3 Mg 3 Mg e N e 2 N 3
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