7. Chemische Reaktionen

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Hilke Lorentz
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1 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte

2 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte 7.3 Redox - Reaktionen Was sind Redox Reaktionen? Was ist eine galvanische Zelle? Zellreaktionen und Normal Wasserstoffzelle Elektrochemische Spannungsreihe Thermodynamische Aspekte bei Redox Reaktionen Galvanische Zellen und Batterien Elektrolyse und ihre Anwendung

3 Redox Reaktionen Elektronenübertragungsreaktionen Zn(s) + 2HCl(aq) 2Mg(s) + O 2 (g) CH 4 (g) + 2O 2 (g) 2Na(s) + 2H 2 O(l) Zn(s) + Cu(NO 3 ) 2 (aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) 2MgO(s) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) Zn(NO 3 ) 2 (aq) + Cu(s) Oxidation: Elektronenabgabe bzw. Erhöhung der Oxidationszahl Reduktion: Elektronenaufnahme bzw. Erniedrigung der Oxidationszahl

(g) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) Zn(NO 3 ) 2 (aq) + Cu(s) Oxidation: Elektronenabgabe bzw.

4 Redoxreaktionen Fe-Blech und CuSO 4 -Kristall (H 2 O) Reiben Cu-Abscheidung Gesamtreaktion: Fe + Cu 2+ Cu + Fe 2+

5 Oxidationszahlen Die Oxidationszahl ist eine formale Größe, die man aus der Differenz der Anzahl der Valenzelektronen und der Elektronen nach heterolytischer Bindungsspaltung erhält. Die Oxidationszahl im Element ist Null Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung Die Oxidationszahl von Ionen ist gleich ihrer Ladung (Ionenwertigkeit) Die Oxidationszahl von Fluor ist I außer im Element F 2 Die Oxidationszahl von Sauerstoff ist II außer in homonuklearen Bindungen und Verbindungen mit elektronegativeren Bindungspartnern z.b. O F Die Oxidationszahl von Wasserstoff ist I, 0 oder I maximale Oxidationszahl ist VIII

Die Oxidationszahl im Element ist Null Die Summe der Oxidationszahlen ist gleich der Gesamtladung Die Oxidationszahl von Ionen ist gleich ihrer Ladung

6 Regeln für das Aufstellen von Redox - Gleichungen 1) Reaktionsgleichung aus bekannten Edukten und Produkten aufstellen. 2) Oxidationszahlen aller beteiligten Elemente ermitteln. 3) Aufstellen der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion und folgendermaßen ausgleichen: a) Reduktions- und Oxidationsmittel zuweisen. Bestimmung der Anzahl der ausgetauschten Elektronen aus der Differenz der Oxidationszahlen. b) Ladungsausgleich im sauren durch H 3 O + - Ionen, im basischen durch OH - und in Salzschmelzen durch O 2-. c) Stoffausgleich z.b. mit Wasser 4) Ausgleich der Ladungsbilanzen beider Teilgleichungen durch geeignete Multiplikation (k. g. V.). 5) Addition der Teilgleichungen unter Berücksichtigung der Gegenionen. Kürzen nicht vergessen.

Bestimmung der Anzahl der ausgetauschten Elektronen aus der Differenz der Oxidationszahlen.

7 Aufstellen von Redox Gleichungen 1. Edukte- und Produkte: Auflösung von Kupfer in Salpetersäure führt zu Cu 2+ und NO Cu + H 3 O + + NO 3 - Cu 2+ + NO 2. Bestimmung der Oxidationszahlen Cu + H 3 O + + NO 3 - Cu 2+ + NO Änderung: Cu: ±0 +2, N: Aufstellen der Teilgleichungen a c) Oxidation: Cu Cu e - (elektrisch neutral) Red.1 Ox. 1 a) Reduktion: NO e - NO (elektrisch nicht neutral) Ox. 2 Red. 2

8 Aufstellen von Redox Gleichungen b) Ladungsausgleich NO H3 O + + 3e - NO c) Stoffbilanz ausgleichen NO H3 O + + 3e - NO + 6H 2 O 4. Ausgleich der Ladungsbilanz (k.g.v.) Ox.: Cu Cu e - 3 Red.: NO H3 O + + 3e - NO + 6H 2 O 2 Ox.: 3 Cu 3 Cu e - Red.: 2 NO H3 O e - 2 NO + 12 H 2 O 5. Addition der Teilgleichungen 3 Cu + 2 NO H3 O + 3 Cu NO + 12 H 2 O 3 Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O

: NO 3 - + 4H3 O + + 3e - NO + 6H 2 O 2 Ox.: 3 Cu 3 Cu 2+ + 6 e - Red.

9 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte 7.3 Redox - Reaktionen Was sind Redox Reaktionen? Was ist eine galvanische Zelle? Zellreaktionen und Normal Wasserstoffzelle Elektrochemische Spannungsreihe Thermodynamische Aspekte bei Redox Reaktionen Galvanische Zellen und Batterien Elektrolyse und ihre Anwendung

10 Galvanische Zellen Einführung Luigi Galvani ( ) Alessandro Volta ( ) Sir Humphry Davy ( ) Michael Faraday ( )

11 Daniell Element Voltmeter e - e - Cl - KCl K + Zn Zn e - Ox. Cu e - Cu Red. Zn Zn 2+ Cu 2+ SO 4 2- SO 4 2- Cu Zn + Cu 2+ Zellschema: Zn 2+ + Cu Anode - Kathode + Zn(s) Zn 2+ Cu 2+ Cu(s) Anode - + Kathode Halbzellen

12 Daniell Element Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Red.1 Ox. 2 Ox.1 + Red. 2 Zellschema: Anode - Kathode + Zn(s) Zn 2+ Cu 2+ Cu(s) Konzentrationsabhängigkeit der Zellspannung E Emk / V 1100 E 25 C = E 0 25 C V log 2 c(zn 2+ ) c(cu 2+ ) c Zn 2+ / c Cu 2+

Konzentrationsabhängigkeit der Zellspannung E 1200 1150 Emk / V 1100 E 25

13 DANIELL-Element unter Normalbedingungen: EMK = 1,1V Messgerät Tonzelle, CuSO 4 -Lösung Cu-Elektrode Glasgefäß mit Zn-Ringelektrode, ZnSO 4 -Lösung Zn - Anode Cu - Kathode

14 Normal Wasserstoffelektrode H 2 Pt(s), H 2 (1atm) H + (ph = 0) Ox. Red. Pt H 2 + Ox. 2H + + Red. Oxidationsmittel wird reduziert (Reduktionspotential) Standardelektroden- bzw. Normalpotential Definition: 0 Pt, H 2 / H+ = 0 V H 2 Standard Bedingungen: ph = 0 p(h 2 ) = Pa T = 25 C

15 Elektrochemische Spannungsreihe (T = 25 C) Standardreduktionspotentiale Ox. Red. e / V Li + + e - Li -3,05 K + + e - K -2,93 Ba e - Ba -2,91 Ca e - Ca -2,87 Na + + e - Na -2,71 Zn e - Zn -0,76 Fe e - Fe -0,41 Ni e - Ni -0,25 Pb e - Pb -0,13 2H + + 2e - H 2 0,00 Cu e - Cu +0,35 Cu + + e - Cu +0,52 I 2 + 2e - 2I - +0,54 Ag + + e - Ag +0,80 Br 2 + 2e - 2Br - +1,07 Cl 2 + 2e - 2Cl - +1,36 MnO e - Mn 2+ +1,51 F 2 + 2e - 2F - +2,87 Reduktionswirkung Oxidationswirkung

-0,76 Fe 2+ + 2e - Fe -0,41 Ni 2+ + 2e - Ni -0,25 Pb 2+ + 2e - Pb -0,13 2H + + 2e - H 2 0,00 Cu 2+ + 2e - Cu +0,35 Cu + + e - Cu

16 Disproportionierung Redox- Amphoterie Cl 2 in NaOH 0 +1 NaOH + Cl 2 HClO + Na Cl - Komproportionierung (Synproportionierung) BrO Br H + 3 Br H 2 O

17 Thermodynamische Stabilität von Wasser starkes Oxidationsmittel: 2H 2 O O H e V = 0 + log [ p(o 2 ) x c(h + ) 4 ] V = 1.23 V V x ph + log p(o 2 ) 4 = 1.23 V 0.059V x ph für p(o 2 ) = 1 atm starkes Reduktionsmittel: 2H 2 O + 2 e - H 2 + OH - 2H e - H 2 = V log c(h + ) 2 2 p(h 2 ) = 0 V V x ph V 2 log p(h 2 ) = 0.059V x ph für p(h 2 ) = 1 atm

18 Thermodynamische Stabilität von Wasser O 2 H 2 O / O 2 H 2 / H ε / V H ph (Red / Ox) < V x ph [p(o 2 ) = 1atm] H 2 wird frei Reduktionsstabilität im basischen größer (Red / Ox) > 1.23 V V x ph [p(h 2 ) = 1 atm] O 2 wird frei Oxidationsstabilität im sauren größer

059 V x ph [p(o 2 ) = 1atm] H 2 wird frei Reduktionsstabilität im basischen

19 Elektrolyse Michael Faraday ( ) Faradays Elektrolyseapparat

20 Elektrolyse von Wasser e - U z = 1,7V I H 2 Pt H 2 SO 4 -Lsg. H 2 O O 2 Kathode - Anode + 2H 2 O O 2 + 4H + + 4e - Ox. (Anode) 4H 2 O + 4e - 2H 2 + 4OH - Red. (Kathode) 6H 2 O 2H 2 + O 2 + 4H + + 4OH - 2H 2 O 2H 2 + O 2 G 0 = 474,3 kj mol -1

21 Elektrolyse des Wassers im Hoffmann-Apparat Anode Pluspol Sauerstoffentwicklung Oxidation Kathode Minuspol Wasserstoffentwicklung Reduktion

22 Elektrolyse einer verdünnten HCl im HOFFMANN schen Wasserzersetzer Nachweis: KI/Stärke-Reaktion (Blaufärbung) Cl 2 H 2 Nachweis: Knallgasprobe Gesamtreaktion 2Cl - + 2H 3 O + Cl 2 + H 2 + 2H 2 O verdünnte HCl Anode Anodenreaktion 2Cl - Cl 2 + 2e - Kathode Kathodenreaktion 2H 3 O + + 2e - H 2 + 2H 2 O

23 Faraday Gesetze 1) Die Stoffmenge eines Stoffes, der bei der Elektrolyse gebildet wird, ist direkt porportional der geflossenen Ladung. 2) Die Masse unterschiedlicher Substanzen, die durch den elektrischen Strom abgeschieden wird, ist proportional dem sogenannten Äquivalentgewicht der Substanz. Äquivalentgewicht: m eq = M z Faraday (1 + 2) m = M x I x t z x F M = Molmasse I = Stromstärke t = Zeitdauer F = Faraday Konstante z = Ionenwertigkeit

24 Geladener Zustand e - Bleiakkumulator e - Entladener Zustand Ladegerät H 2 SO 4 - Lösung H 2 SO 4 - Lösung PbSO 4 PbSO 4 Vorgänge beim Entladen 2- Pb + SO 4 PbSO e - 2- PbO 2 + SO H 3 O e PbSO H 2 O Vorgänge beim Laden - 2- PbSO 4 + 2e Pb + SO 4 PbSO H 2 O PbO H 3 O SO 4 + 2e Pb + PbO H 2 SO 4 Gesamtreaktion Entladen Laden 2 PbSO 4 + 2H 2 O E = 2,04 V

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