Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie: Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvortrag im Wintersemester 2009/2010 06.11.2009 Betreuung: Dr. M. Andratschke Referentinnen: Barbara Frischholz, Stefanie Hanauer Redoxprozesse 1. Hinführung Versuch 1: Redoxreaktion zwischen Kaliumpermanganat (KMnO 4 ) und Natriumsulfit (Na 2 SO 3 ) in saurem Milieu [1] Reagenzglas und ständer, Spatel, Tropfpipette Kaliumpermanganat (KMnO 4 ), verdünnte Salpetersäure (HNO 3 ), Natriumsulfit (Na 2 SO 3 ), BariumchloridLösung (BaCl 2 Lösung), destilliertes Wasser (H 2 O) Eine sehr geringe Menge an KMnO 4 wird in einem Reagenzglas in destilliertem Wasser gelöst. Die violette Lösung wird mit etwa einer halben Tropfpipette voll verdünnter HNO 3 sowie mit einer Spatelspitze voll Na 2 SO 3 versetzt. Letztendlich wird tropfenweise eine BaCl 2 Lösung zugegeben. Beobachtung: Bei der Zugabe von Na 2 SO 3 entfärbt sich die Lösung, das Zutropfen von BaCl 2 bewirkt die Bildung eines weißen Niederschlags. Die Entfärbung lässt sich auf eine Reduktion der Permanganat (MnO 4 )Ionen zu farblosen ManganIonen (Mn 2+ ) zurückführen, während die vorhandenen Sulfit Ionen (SO 3 ) zu SulfatIonen (SO 4 ) oxidiert wurden. Diese entstandenen Sulfat Ionen konnten durch BariumIonen (Ba 2+ ) nachgewiesen werden (Ba 2+ + SO 4 BaSO 4 ). Reaktionsgleichung siehe Tab. 2 2. Redoxreaktionen Grundbegriffe [2] Redoxreaktionen Oxidation: Abgabe von Elektronen (e ) Oxidationszahl wird erhöht Reduktion: Aufnahme von e Oxidationszahl wird erniedrigt Die Oxidationszahl eines Atoms in einer chemischen Verbindung entspricht derjenigen Ladung, die das Atom hat, wenn man für jede Bindung an diesem Atom die Elektronen dem jeweils elektronegativeren Partner zuordnet. Oxidationszahlen werden in römischen Ziffern angegeben. Tab. 1 Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahl [2] Substanz Oxidationszahl Beispiele Elementsubstanzen 0 O 2, H 2, P 4, C, N 2, Na, Mg, Zn Fluor in Verbindungen I NaF, HF, OF 2, CF 4, PbF 2, BrF 3 Wasserstoff in Verbindungen +I (meistens) H 2 O, H 2 O 2, HCl, CH 4, H 2 SO 4, NaOH Sauerstoff in Verbindungen II (meistens) Na 2 O, CO, CO 2, CH 3 OH, H 2 CO 3, N 2 O I II I AtomIonen Ladung des Ions Mg 2+, Al 3+, S, Cl 1
Die Summe aller Oxidationszahlen der Atome eines Teilchens entspricht der Ladung des betrachteten Teilchens. Bei neutralen Molekülen ist die Summe der Oxidationszahlen immer Null, bei Molekül Ionen entspricht sie der Ionenladung. [2] Reduktions und Oxidationsreaktionen treten stets zusammen auf, denn freie e sind normalerweise nicht existent. Reduktion (Red) und Oxidation (Ox) ergeben zusammen die Redoxreaktion Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 An der Redoxreaktion sind zwei korrespondierende Redoxpaare, aus je einem Reduktions und Oxidationsmittel, beteiligt (Red 1, Ox 1 und Ox 2, Red 2 ). Ox 2 (e Akzeptor) nimmt e von Red 1 auf und wird dabei selbst reduziert. Red 1 (e Donator) gibt e an Ox 2 ab und wird dabei selbst oxidiert. [2] 3. Aufstellen von Redoxgleichungen Tab. 2 Aufstellen von Redoxgleichungen [2] Allgemein Beispiel: Versuch 1 a) Zerlege den Redoxprozess in Oxidation und Reduktion. Gleiche, wenn nötig, die Stoffbilanz aus. b) Bestimme für beide Teilgleichungen die Zahl der übertragenen e anhand der Änderung der Oxidationszahlen. c) Gleiche die Stoffbilanz und zuvor evtl. Ladungsdifferenzen zwischen Edukt und Produktseite aus durch entsprechende Anzahl an H 3 O + (saures Milieu) OH (basisches Milieu) d) Gleiche die e Anzahl von Ox. und Red. durch Bilden des kleinsten gemeinsamen Vielfachen (kgv) der ausgetauschten e und durch entsprechendes Vervielfachen der Teilgleichungen aus. e) Addiere die ausgeglichenen Teilgleichungen zu einer Gesamtgleichung. f) Kürze die Koeffizienten von Elektronen und wenn möglich auch von Teilchen, die auf beiden Seiten der Gesamtgleichung vorkommen. Ox.: SO 3 + 3H 2 O SO 4 + 2e + 2H 3 O3 III Red.: MnO 4 + 6e + 14H 3 O + Mn 2+ + 21H 2 O Ox.: SO 3 Ox.: SO 3 + 3H 2 O SO 4 + 2 e + 2H 3 O + + 5 e 14H 3 O Mn 2+ + 21H + 3 H 2 O SO 4 + 2 e + 2 H 3 O + + 5 e + 8 H 3 O + Mn 2+ + 12 H 2 O kgv = 5 2 = 10 Ox.: SO 3 + 3 H 2 O SO 4 + 2 e + 2 H 3 O + 5 Ox.: 5 SO 3 Red.: 2 MnO 4 + 5 e + 8 H 3 O + Mn 2+ + 12 H 2 O 2 Redox: 5 SO 3 + 2 MnO 4 + 6 H 3 O + 5 SO 4 + 2 Mn 2+ + 9 H 2 O 2 + 15 H 2 O 5 SO 4 + 10 e + 10 H 3 O + + 10 e + 16 H 3 O + 2 Mn 2+ + 24 H 2 O Redox: 5 SO 3 + 15 H 2 O + 2 MnO 4 + 10 e + 16 H 3 O + 5 SO 4 + 10 e + 10 H 3 O + + 2 Mn 2+ + 24 H 2 O 6 H 3 O + Redox: 5 SO 3 + 2 MnO 4 + 10 e + 16 H 3 O + + 15 H 2 O 9 H 2 O 5 SO 4 + 2 Mn 2+ + 10 e + 10 H 3 O + + 24 H 2 O
4. Anschauliche Experimente zum Redoxprozess 4.1 Versuch 2: Reduktion von DichromatIonen (Cr 2 O 7 ) zu ChromatIonen (Cr 3+ ) unter Oxidation von Schwefelwasserstoff (H 2 S) zu elementarem Schwefel (S) in saurem Milieu [1] Beobachtung: Reagenzglas und ständer, Spatel, Tropfpipette Kaliumdichromat (K 2 Cr 2 O 7 ), SchwefelwasserstoffLösung (H 2 SLösung), verdünnte Salpetersäure (HNO 3 ), destilliertes Wasser (H 2 O) Wenig K 2 Cr 2 O 7 mit dem Spatel ins Reagenzglas geben. Zum Lösen destilliertes Wasser zugeben. Mit einer Pipette mit verdünnter HNO 3 ansäuern. Im Abzug die H 2 SLösung mit einer Pipette zugeben. Das orangefarbene K 2 Cr 2 O 7 Pulver löst sich zu einer hellorangefarbenen Flüssigkeit. Nach Zugabe von H 2 SLösung färbt sich die Lösung grün und es bildet sich ein gelber Niederschlag bzw. gelbe Schlieren. Die Grünfärbung lässt auf Bildung von Cr 3+ Ionen schließen. Die gelben Schlieren verursacht der entstehende Schwefel. +I II 0 Ox.: H 2 S + 2 H 2 O S + 2 e + 2 H 3 O + 3 Red.: Cr 2 O 7 + 6 e + 14 H 3 O + 2 Cr 3+ + 21 H 2 O I Redox: 3 H 2 S + Cr 2 O 7 + 8 H 3 O + 3 S + 2 Cr 3+ + 15 H 2 O 4.2 Versuch 3: Reaktion von Aluminium (Al) mit Brom (Br 2 ) [3] Beobachtung: Erlenmeyerkolben, Kristallisierschale, Sand, Messpipette mit Peleusball, Uhrglas, Tiegelzange Brom (Br 2 ), Aluminiumfolie (Al) Der Versuch wird im Abzug durchgeführt. Der leere Erlenmeyerkolben wird in die mit Sand befüllte Kristallisierschale gestellt. Danach gibt man 5 ml Br 2 mittels der Messpipette mit Peleusball in den Erlenmeyerkolben. Den Kolben kurz mit einem Uhrglas abdecken, bis die Bromdämpfe abgezogen sind. Aus der Aluminiumfolie kleine Kügelchen formen und mithilfe der Tiegelzange in den Erlenmeyerkolben fallen lassen. Nach etwa 1020 Sekunden erfolgt das Einsetzen der Reaktion, indem das Aluminium aufglüht. Danach verläuft die Reaktion unter heftigem Zischen und Funkensprühen, wobei braune Bromdämpfe aus dem Erlenmeyerkolben herauswogen. (s. Abb. 1) Bei dieser Reaktion reagiert das Brom mit dem Aluminium und es entsteht Aluminiumbromid (AlBr 3 ). 0 I Ox.: Al Al 3+ + 3 e 2 0 I Red.: Br 2 + 2 e 2 Br 3 Redox: 2 Al + 3 Br 2 2 AlBr 3 Abb. 1 Aluminium reagiert mit Brom unter Feuererscheinung [4] 3
5. Spezialfälle von Redoxreaktionen 5.1 Kom / Synproportionierung: Bildung einer Elementverbindung einer mittleren Oxidationsstufe aus einer niedrigeren und einer höheren Oxidationsstufe. [5] II +IV 0 (Beispiel: 2 H 2 S + SO 2 3 S + 2 H 2 O) [6] 5.2 Disproportionierung: Übergang einer Elementverbindung aus einer mittleren Oxidationsstufe in eine höhere und eine tiefere Oxidationsstufe. [5] +IV 0 (Beispiel: S 2 O 3 + 2 H 3 O + SO 2 + S + 3 H 2 O) [7] 6. Experiment zur Disproportionierung Versuch 4: Redoxreaktion von Manganat (VI)Ionen (MnO 4 ) zu PermanganatIonen (MnO 4 ) und Braunstein (MnO 2 ) in saurem Milieu [1] Beobachtung: Magnesiarinne, Bunsenbrenner, Tropfpipette, Porzellanschale Kaliumpermanganat (KMnO 4 ), KaliumhydroxidPlätzchen (KOH), verdünnte Essigsäure (CH 3 COOH) Da Kaliummanganat(VI) (K 2 MnO 4 ) kein beständiger Stoff ist, muss er zunächst hergestellt werden. Dazu wird eine Spatelspitze voll des beständigeren KMnO 4 auf einer Magnesiarinne mit einem KOHPlätzchen über der Bunsenbrennerflamme bis zu einer dunkelgrünen Schmelze (K 2 MnO 4 ) erhitzt. Die Schmelze wird mit verdünnter Essigsäure in eine Porzellanschale gespült. Auf der Magnesiarinne bleibt ein brauner Feststoff zurück, während sich die Lösung in der Porzellanschale violett gefärbt hat. Der braune Feststoff auf der Magnesiarinne kann als Braunstein (MnO 2 ) identifiziert werden. Die Violettfärbung der in die Porzellanschale gespülten Lösung spricht für eine PermanganatLösung. Ox.: MnO 4 MnO 4 + e 2 + 2 e + 4 H 3 O + MnO 2 + 6 H 2 O Redox: 3 MnO 4 + 4 H 3 O + 2 MnO 4 + MnO 2 + 6 H 2 O 7. Didaktische Bedeutung der Versuche Bei der Einführung des Begriffs der Oxidation wird diese zunächst als eine Verbrennung, also eine Reaktion mit Sauerstoffaufnahme unter Lichterscheinung, erarbeitet und ausführlich behandelt. Erst danach wird die Reduktion als eine Sauerstoffabgabe eingeführt. Die Erweiterung dieser begrenzten Definition von Redoxreaktionen erfolgt in der darauf folgenden Jahrgangsstufe: Jetzt werden Redoxreaktionen als Elektronenübertragungen aufgefasst. Die Definitionen von Oxidations und Reduktionsmittel werden eingeführt. Das können die Schüler z. B. auch am Versuch 1 nachvollziehen, der sich didaktisch auch deshalb eignet, da Veränderungen der Reaktionspartner aufgrund des Farbumschlags sowie des Ausfallens eines Niederschlags gut wahrgenommen werden können. 4
Die Begriffe und auch die Bestimmung der Oxidationszahlen bzw. der Anzahl der übertragenen Elektronen können mit Hilfe der Reaktionsgleichungen der Versuche 13 eingeübt und somit das Wissen über das Aufstellen von Reaktionsgleichungen gefestigt werden. Durch die Gleichungen der Versuche 2, 3 kann verdeutlicht werden, dass Redoxreaktionen nicht zwangsläufig von Sauerstoffübertragungen geprägt sind, da hier nicht in allen Gleichungen Sauerstoff zu finden ist, sondern Elektronenübergänge für die Veränderungen verantwortlich sind. Letztendlich wecken diese anschaulichen Versuche, vor allem Versuch 3, aufgrund ihrer Erscheinungen das Interesse und die Aufmerksamkeit der Schüler. Der letzte Versuch 4 demonstriert einen Spezialfall der Redoxreaktion und soll den Schülern verdeutlichen, dass aus einem Edukt durch Disproportionierung zwei Produkte entstehen können. Dies ist vor allem deshalb gut möglich, da die beiden Produkte unterschiedliche Aggregatszustände sowie Färbungen aufweisen. Die Anschaulichkeit lässt den Schüler die einzelnen Teilreaktionen leichter nachvollziehen und weckt sein Interesse. 8. Redoxprozesse im Lehrplan der Realschule [8, 9] Das Thema Redoxreaktionen wird laut dem Lehrplan der Realschule in Bayern je nach Wahlpflichtfächergruppe bzw. Zweig in unterschiedlichen Jahrgangsstufen eingeführt. Man unterscheidet: I mathematischnaturwissenschaftlich II wirtschaftlich III sprachlich, musischgestaltend, hauswirtschaftlich, sozial Die Begriffe Oxidation und Reduktion werden in Zweig I erstmals in der 8. Jahrgangsstufe, in Zweig II/III in der 9. Jahrgangsstufe als Reaktionen erklärt, die durch Übertragung von Sauerstoff charakterisiert sind. Dieses Wissen vertiefen und erweitern die Schüler in Zweig I in der 9. Jahrgangsstufe, dadurch, dass sie Redoxreaktionen nun als Vorgänge mit Elektronenübergängen betrachten. Zweig I: Ch 8.5 Oxidation und Reduktion als Sauerstoffübertragung (ca. 10 Std.) Zweig II/III: Ch 9.5 Oxidation und Reduktion als Sauerstoffübertragung (ca. 9 Std.) Am Beispiel der Sauerstoffübertragung vertiefen die Schüler ihre Kenntnisse über chemische Reaktionen und wenden die chemische Zeichensprache an. Sie erarbeiten sich Grundregeln im Umgang mit feuergefährlichen Stoffen und lernen Möglichkeiten kennen, Brände und Explosionen zu vermeiden und zu bekämpfen. Sie erkennen, wie Verbrennungsprodukte eine erhebliche Gefahr für die Umwelt darstellen können. Die Luft und die Elemente Sauerstoff und Wasserstoff werden in diesem Zusammenhang einer eingehenderen Betrachtung unterzogen. Dieser Themenbereich eignet sich besonders für Schülerübungen und für die Zusammenarbeit mit der örtlichen Feuerwehr. Verbrennung als Sauerstoffaufnahme (E); Oxidation, Oxidationsmittel, Oxid und Verbrennungswärme besondere Verbrennungserscheinungen (E); Entzündungstemperatur, Flammpunkt (E) Verhütung und Bekämpfung von Bränden; ErsteHilfeMaßnahmen bei Brandverletzungen Luft als Gasgemisch (E) Verunreinigung der Luft; Folgen der Verschmutzung und Möglichkeiten der Reinhaltung [UE, GE, VSE, MRE, PB] Sauerstoff (E) und Ozon: Eigenschaften, Bedeutung [UE, GE, VSE, MRE, PB] Reduktion als Sauerstoffabgabe (E) Wasserstoff: Eigenschaften und Bedeutung; Reduktionsmittel (E) einfache Redoxsysteme [8] Zweig I: Ch 9.2 Redoxreaktionen (ca. 5 Std.) Die bereits bekannte, auf der Sauerstoffübertragung basierende Vorstellung von Redoxreaktionen, wird erweitert. Die Schüler erkennen dabei, dass ein begrenzt gültiges Modell zu einem umfassenderen Modell ausgebaut werden kann. Vorgänge in den Elektronenhüllen: Oxidation als Elektronenabgabe, Reduktion als Elektronenaufnahme; Oxidations und Reduktionsmittel Alkalimetalle und Halogene (E) [UE, GE] [9] 5
9. Literatur [1] G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 13. Auflage, S. Hirzel Verlag Stuttgart, 1989, S. 182, 269, 270, 288. [2] E. Kemnitz, R. Simon (Hrsg.): Duden Abiturwissen Chemie, 1. Auflage, Bibliographisches Institut & F. A. Brockhaus AG, Mannheim, 2004, S. 197201. [3] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenbourg Schulbuchverlag GmbH, München, 1995, S. 107108. [4] P. Pfeifer, R. Reichelt (Hrsg.): H 2 O & Co Anorganische Chemie, 1. Auflage, Oldenbourg Schulbuchverlag GmbH, München, 2002, S. 126. [5] A. F. Holleman, E. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91.100. Auflage, Walter de Gruyter, Berlin, 1985, S. 227. [6] http://de.wikipedia.org/wiki/clausprozess (Stand: 13.11.2009) [7] http://de.wikipedia.org/wiki/thiosulfat (Stand: 13.11.2009) [8] http://www.isb.bayern.de/isb/download.aspx?downloadfileid=09bcb6c85ff0ae42140f75 a330808b43 (Stand: 30.10.2009) [9] http://www.isb.bayern.de/isb/download.aspx?downloadfileid=84d94f2b6516a878bd73d f0d84d027dd (Stand: 30.10.2009) 6