9. Lösungen "Redox-Reaktionen" 1. [8] Geben Sie die Oxidationszahl an für

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1 Version Lösungen "Redox-Reaktionen" 1. [8] Geben Sie die Oxidationszahl an für a) U in U2Cl10 e) N in N2F4 b) Bi in BiO + f) Xe in XeO6 4- c) Sn in K2SnO3 g) Br in BrF6 - d) Ti in K2Ti2O5 h) I in KI3 a) U in U2Cl10 +V e) N in N24 - b) Bi in BiO + + f) Xe in XeO6 4- +V c) Sn in K2SnO3 + V g) Br in BrF6 - +V d) Ti in K2Ti2O5 + V h) I in KI3-1 /3 2. [12] Identifizieren Sie bei folgenden Reaktionen das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel a) Zn + Cl2 ZnCl2 b) Mg + CuCl2 MgCl2 + Cu c) 2 NO + O2 2 NO2 d) WO W + 3 2O e) Zn + 2 3O + Zn O + 2 f) OF2 + 2O O2 + 2 F a) Zn + Cl2 ZnCl2 Red. Ox. b) Mg + CuCl2 MgCl2 + Cu Red. Ox. c) 2 NO + O2 2 NO2 Red. Ox. d) WO W + 3 2O

2 Version Ox. Red. e) Zn + 2 3O + Zn O + 2 Red. Ox. f) OF2 + 2O O2 + 2 F Ox. Red. 3. Für die Zelle Mg/Mg 2+ //Sn 2+ /Sn: a) [3] Wie groß ist E 0? b) [2] Formulieren Sie die Gesamtgleichung der Zellenreaktionen. c) [1] Welche Elektrode ist der Pluspol? E 0 (Mg 2+ /Mg) = V E 0 (Sn 2+ /Sn) = V a+b) Kathode: Sn e - Sn E 0 = V Anode: Mg Mg e - -E 0 = - (-2.363) V Gesamtreaktion: Mg + Sn 2+ Mg 2+ + Sn E 0 = 2.227V c) Die Sn 2+ /Sn-Elektrode ist der Pluspol (=Kathode) 4. Für die Zelle in der folgende Reaktion abläuft: Cl2 + 2 I - 2 Cl - + I2 a) [2] Formulieren Sie die Elektrodenreaktionen b) [3] Wie groß ist E 0? c) [2] Welche Elektrode ist die Kathode? E 0 (Cl2/2Cl - ) = V E 0 (l2/2l - ) = V Kathode: Cl2 + 2 e - 2 Cl - E 0 = V Anode: 2 I - I2 + 2 e - -E 0 = V Gesamtreaktion: 2 I - + Cl2 I2 + 2 Cl - E 0 = V

3 Version [4] Für die Zelle Cu/Cu 2+ //Pd 2+ /Pd ist E 0 = V Wie groß ist E 0 (Pd 2+ /Pd)? Kathode: Pd e - Pd E 0 =? V Anode: Cu Cu e - -E 0 = V Gesamtreaktion: Cu + Pd 2+ Cu 2+ + Pd E 0 = V gemäß E 0 = E 0 Reduktion - E 0 Oxidation => 0.65 V = E V => E 0 =1.00V 6. [6] Berechnen Sie mit ilfe der Normalpotentiale die Gleichgewichtskonstante folgender Reaktion: Ni + Sn 2+ Ni 2+ + Sn E 0 (Ni 2+ /Ni) = V E 0 (Sn 2+ /Sn) = V E = E 0 - (0.059/n) lg K Kathode: Sn e - Sn E 0 = V Anode: Ni Ni e - -E 0 = V Gesamtreaktion: Ni + Sn 2+ Ni 2+ + Sn E 0 = V Im Gleichgewichtszustand ist E=0 0 = (0.059/2) log K (0.059/2) lg K = lg K = 0.114/ = K =

4 Version Zusatzaufgabe: 7. Berechnen Sie E für eine Zelle eines Bleiakkumulators der im geladenen Zustand 30%-ige Schwefelsäure (Dichte von 1.3 g/cm 3 ) enthält. Löslichkeitsprodukt von PbSO4: mol 2 /L 2. Weitere Konstanten: siehe Anhang Vorlesung. Pb Pb e - E 0 = -0.13V E = E 0 + (0.059/n) lg ([Pb 2+ ]/[Pb]) V E = V + (0.059/2) lg ([Pb 2+ ]) V PbSO O PbO2 + SO O e - E 0 =+1.68V E = E 0 + (0.059/n) lg ([PbO2] [SO4 2- ] [3O + ] 4 /[PbSO4]) V E = V + (0.059/2) lg ([SO4 2- ] [3O + ] 4 ) V Fehlende Größen: [SO4 2- ], [3O + ], [Pb 2+ ] 30%-ige Schwefelsäure: In einem Liter: =0.39 kg 2SO4 n = m/m(2so4) = 390 g/98.07 gmol -1 = mol => c(2so4) = starke Säure in der ersten Dissoziationsstufe, schwache Säure in der zweiten Dissoziationsstufe: 2SO4 + 2O 3O + + SO4 - pks = -3 SO O 3O + + SO4 2- pks = 1.9 => c(3o + ) c0(2so4) = mol/l Die [SO4 2- ] ergibt sich aus der zweiten Dissoziationsstufe der Schwefelsäure: KS = [3O + ] [SO4 2- ]/[SO4 - ] [SO4 2- ] = KS [SO4 - ]/[3O + ] = /3.977 = [Pb 2+ ] ergibt sich aus dem Löslichkeitsprodukt: L = [Pb 2+ ] [SO4 2- ]

5 Version [Pb 2+ ] = L/[SO4 2- ] = / = => Für Pb Pb e - : E = V + (0.059/2) lg ( ) V E = V V = V Für PbSO O PbO2 + SO O e - : E = V + (0.059/2) lg ([SO4 2- ] [3O + ] 4 ) V E = V + (0.059/2) lg ( ) V E = V + (0.059/2) lg (3.252) V E = V V = V gemäß E = EReduktion - EOxidation => E = 1.695V V = 2.002V

6 Version ANANG Regeln Oxidationszahlen 1. Elemente haben immer: OZ = 0 2. Atomionen haben immer: OZ = Ionenladung 3. Fluor hat immer OZ = - (Ausnahme F2) 4. Sauerstoff hat meistens OZ = -, seltener - (in Peroxiden) (Ausnahmen O2, O3, OF2, O2 + ) 5. Wasserstoff hat oft OZ = + in ydriden OZ = - 6. Alkali-, Erdalkalimetalle haben meistens OZ = + bzw. + (seltene Ausnahme Na - ) 7. Die Summe aller Oxidationszahlen muss die Ladung des Teilchens ergeben. Ermittlung von Oxidationszahlen A) aus der Summenformel Mit ilfe der o. g. Regeln lassen sich in vielen Fällen bei einfachen Summenformeln die Oxidationszahlen ermitteln, indem man zunächst den o. g. Elementen Oxidationszahlen zuweist. In der Regel bleibt dann ein Element übrig, dessen Oxidationszahl man dann mit Regel Nr. 7 ausrechnen kann. B) aus Lewis-Formeln heterolytische Bindungsspaltung durchführen. Die Elektronen werden dem Bindungspartner mit der größeren Elektronegativität zugeordnet. Die Differenz zwischen der Anzahl an Elektronen die ein Atom haben müsste und der jetzt bestimmten Anzahl der Elektronen ergibt die Oxidationszahl.

7 Version Beispiele für die Anwendung: Fall A: Bestimmung aus Summenformel P4 + hat hier OZ = + Für P ergibt sich gemäß Regel 7 dann OZ = - SO4 - O hat hier OZ = - Für P ergibt sich gemäß Regel 7 dann OZ = +V CN hat hier OZ = + Für C und N lassen sich mit ilfe der o. g. Regeln Oxidationszahlen nicht ohne weiteres berechnen. ier ist es sinnvoller Verfahren B anzuwenden. OSCl2 O hat hier OZ = + Für S und Cl lassen sich mit ilfe der o. g. Regeln Oxidationszahlen nicht ohne weiteres berechnen. ier ist es sinnvoller Verfahren B anzuwenden. Fall B: Bestimmung aus Lewis-Formel - Lewis-Formel nach bekanntem Rezept erstellen und verifizieren. P + C N - O + S Cl Cl

8 Version eterolytische Bindungsspaltung durchführen. Die Elektronen Werden dem Bindungspartner mit der größeren Elektronegativität Zugeordnet. Die Differenz zwischen der Anzahl an Elektronen die ein Atom haben müsste und der jetzt bestimmten Anzahl der Elektronen ergibt die Oxidationszahl. + P - + Cl O S C N Cl am P: 5-8 = - am : 1-0 = + am O: 6-8 = - am : 1-0 = + am C: 4-2 = + am S: 6-2 = + V am N: 5-8 = - am Cl: 7-8 = -