KSO REDOXREAKTIONEN GF. Skript Redoxreaktionen GF V1.0 12/12 MMo, edited by Bor

KSO REDOXREAKTIONEN GF Skript Redoxreaktionen GF V1.0 12/12 MMo, edited by Bor

1 INHALTSVERZEICHNIS "REDOXREAKTIONEN" 1. Einleitung... 02 2. Elektronenübertragungen... 02 2.1 Die Oxidation... 02 2.2 Die Reduktion... 03 2.3 Die Redoxreaktion... 03 2.4 Die Oxidationszahlen... 04 3. Die Redoxreihe der Metalle...06 3.1 Elektronendonatoren & -akzeptoren... 06 3.2 Korrespondierende Redoxpaare... 06 3.3 Die Stärke von Oxidations- & Reduktionsmittel; die Redoxreihe... 06 3.4 Edle und unedle Metalle... 08 3.5 Aufstellen von Redoxgleichungen... 08 4. Nutzung von Redoxreaktionen; die Galvanische Zelle... 10 4.1 Das Daniell-Element... 11 4.2 Die Spannung bei Redoxreaktionen; das Redoxpotential... 11 5. Redoxreaktionen in Molekülen... 13 5.1 Oxidationszahlen in Molekülen... 13 6. Anwendungen von Redoxreaktionen... 15 6.1 Die Batterie... 15 6.2 In der Industrie... 15 6.3 Bei der Energieerzeugung... 15 6.4 Sprengstoffe... 16 6.5 In der Lebensmittelindustrie... 16 7. Exkurs: Der Hochofenprozess... 16 8. Zusammenfassung... 17 9. Übungen... 17

2 1. Einleitung Bild: cache.eb.com Der irische Naturforscher Robert Boyle (1627 1691) erklärte die Klärung des Phänomens Verbrennung zu einem der Hauptprobleme der Chemie. Georg Ernst Stahl (1660 1734), deutscher Chemiker, Mediziner und Metallurge, nahm 1722 an, dass jeder brennbare Stoffe einen Feuerstoff, das so genannte Phlogiston, enthalte, welcher bei der Verbrennung entweiche. Gegen Ende des 18. Jahrhunderts gelang es dem französischen Chemiker Antoine Laurent de Lavoisier (1743 1794), den Verbrennungsvorgang als eine Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff aufzuklären. Er führte auch den Begriff Oxidation ein, der in der Folgezeit für alle Vorgänge benutzt wurde, bei denen sich Substanzen mit Sauerstoff verbinden. Der Begriff Reduktion wurde für die Gewinnung Bild: upload.wikimedia.org Bild: usuarios.lycos.es eines Metalls aus seinem Metalloxid verwendet und erlangte gegenteilige Bedeutung zum Begriff Oxidation. Viele Reaktionen, an denen überhaupt kein Sauerstoff beteiligt ist, unterscheiden sich aber äusserlich überhaupt nicht von den eigentlichen Verbrennungen, bei denen der Sauerstoff an der Reaktion teilnimmt. Aus diesem Grund müssen die Begriffe Oxidation und Reduktion etwas anders definiert werden. 2. Elektronenübertragungen Werden ganz allgemein Reaktionen zwischen Metallen und Nichtmetallen betrachtet, so fällt eine Gemeinsamkeit auf, Metalle und Nichtmetalle reagieren zu Salzen. Für Salze ist die Ionenbindung charakteristisch. Ionen zeichnen sich allgemein durch eine positive oder negative elektrische Ladung aus. Die Ionen können sich aus Atomen bilden, wenn letztere Elektronen abgeben oder aufnehmen. 2.1 Die Oxidation Bei der Bildung von Salzen aus Metallen und Nichtmetallen geben immer die Metallatome Elektronen ab.

3 Mg Mg 2+ + 2 e - Dabei gilt jede Abgabe von Elektronen als Oxidation. Auch ein Anion kann eine Oxidation erfahren. F - F + e - Auch Kationen können unter Umständen weitere Elektronen abgeben. Fe 2+ Fe 3+ + e - Oxidationen können ausschliesslich stattfinden, wenn ein anderes Atom, Ion oder Molekül das abgegebene Elektron wieder aufnehmen kann. Die Abgabe von Elektronen wird als Oxidation bezeichnet. 2.2 Die Reduktion Die Nichtmetallatome nehmen bei der Bildung von Salzen die von den Metallen abgegebenen Elektronen auf. O + 2 e - O 2- Jede Aufnahme von Elektronen wird als Reduktion bezeichnet. Auch ein Kation kann eine Reduktion erfahren. Mg 2+ + 2 e - Mg Anionen, welche weitere Elektronen aufnehmen, sind nicht bekannt. Reduktionen können ausschliesslich stattfinden, wenn ein anderes Atom, Ion oder Molekül auch ein Elektron zur Aufnahme zur Verfügung stellt. Die Aufnahme von Elektronen wird als Reduktion bezeichnet. 2.3 Die Redoxreaktion Eine Reduktion kann ohne eine gleichzeitig ablaufende Oxidation nicht stattfinden, et vice versa. Ein Beispiel soll Licht ins Dunkel bringen. Magnesium reagiert mit Schwefel zu Magnesiumsulfid. 1. Teilreaktion: Oxidation: Mg Mg 2+ + 2 e - 2. Teilreaktion: Reduktion: S + 2 e - S 2- Magnesium gibt bei der Bildung eines Salzes Elektronen ab. Die Elektronen werden vom Schwefel aufgenommen.

4 Redoxreaktion: Mg + S MgS Eine Reaktion, bestehend aus einer Reduktion und einer Oxidation, wird als Redoxreaktion bezeichnet. Sie wird gekennzeichnet durch eine Verschiebung von Elektronen. Aufgabe I Geben Sie bei den folgenden Reaktionen jeweils die beiden Teilreaktionen, die Oxidation und die Reduktion, und die daraus entstehende Redoxreaktion an. Achten Sie darauf, dass immer gleich viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden. a.) b.) c.) Natrium und Chlor reagieren zu Natriumchlorid. Lithium reagiert mit Sauerstoff zu Lithiumoxid. Eisen und Sauerstoff reagieren zu Eisen(III)-oxid. Aufgabe II (Zusatz) Suchen Sie weitere Redoxreaktionen, verfassen Sie diese Reaktionen in kurze Sätze, wie dies bei der obenstehenden Aufgabe I der Fall ist, und schreiben Sie diese auf den Hellraumprojektor, so dass alle diese Aufgaben lösen können. 2.4 Die Oxidationszahlen Von jedem Ion, aber auch von Atomen, können die so genannten Oxidationszahlen angegeben werden. Sie entsprechen bei Atomen und einfachen Ionen der Ladung derselben. So hat ein Aluminiumatom die Oxidationszahl 0, ein Aluminiumion die Oxidationszahl +3 und das Sauerstoffanion die Oxidationszahl -2. Sie wird in römischen Ziffern über das Atomsymbol geschrieben. Aufgabe III Studieren Sie die Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen im ausgeteilten Blatt und lösen Sie die Aufgaben auf der Rückseite.

5 Aufgabe IV Die Oxidationszahlen in Aluminiumoxid werden wie folgt angegeben. Al 2 O 3 Geben Sie die Oxidationszahlen in folgenden Stoffen an. III -II a.) b.) c.) d.) e.) f.) g.) Natriumfluorid Eisen(III)-bromid Kohlenstoff Silber(I)-oxid Magnesiumhydrid Natriumnitrid Kaliumiodid Aufgabe V Stellen Sie 2-3 weitere Stoffe zusammen, bei welchen die Oxidationszahlen bestimmt werden können. Schreiben Sie diese an die Tafel, so dass alle diese Aufgaben lösen können.

6 3. Die Redoxreihe der Metalle 3.1 Elektronendonatoren & -akzeptoren Immer wenn eine Teilchensorte Elektronen abgibt, muss eine andere Teilchensorte zugegen sein, die diese Elektronen aufnimmt. Die Oxidation und die Reduktion sind also gekoppelte Reaktionen. Die Teilchensorte, welche Elektronen zur Verfügung stellt, wird als Elektronendonator (lat. donare: spenden) bezeichnet, die Teilchensorte, welche Elektronen aufnimmt, als Elektronenakzeptor (lat. accipere: aufnehmen). 3.2 Korrespondierende Redoxpaare Ein so genanntes Reduktionsmittel kann andere Stoffe reduzieren, wird dabei selber oxidiert und zu einem korrespondierenden (dazugehörenden) Oxidationsmittel. Red Ox + z e - Beispiel: K K + + e - Ein so genanntes Oxidationsmittel kann andere Stoffe oxidieren, wird dabei selber reduziert und zu einem korrespondierenden Reduktionsmittel. Ox + z e - Red Beispiel: Na + + e - Na Reduktions- und Oxidationsmittel einer Redoxreaktion bilden je ein korrespondierendes Redoxpaar. korrespondierend Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 korrespondierend 3.3 Die Stärke von Oxidations- & Reduktionsmitteln; die Redoxreihe Aufgabe VI Skizzieren Sie das vorgezeigte Experiment und übernehmen Sie die Tabelle. Aufgabe VII Bei obenstehendem Experiment haben einige Redoxreaktionen stattgefunden. Formulieren Sie diese und kennzeichnen Sie die entsprechenden korrespondierenden Redoxpaare.

7 Offensichtlich sind einige Metalle stärkere Reduktionsmittel als andere. Wird dieses Experiment mit weiteren Metallen durchgeführt, erhält man eine Reihe, die so genannte Redoxreihe. Tabelle I Die Redoxreihe (Spannungsreihe); die Spalte mit dem Standardpotential E muss Sie (noch) nicht kümmern. reduzierende Wirkung nimmt ab; oxidierende Wirkung nimmt zu Reduktor (Reduzierte Form) Oxidator (Oxidierte Form) E [V] Li (s) Li + (aq) + e - -3.03 K (s) K + (aq) + e - -2.92 Ba (s) Ba 2+ (aq) + 2e - -2.92 Sr (s) Sr 2+ (aq) + 2e - -2.89 Ca (s) Ca 2+ (aq) + 2e - -2.76 Na (s) Na + (aq) + e - -2.71 Mg (s) Mg 2+ (aq) + 2e - -2.40 Al (s) Al 3+ (aq) + 3e - -1.69 Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - -0.76 Fe (s) Fe 2+ (aq) + 2e - -0.44 Pb (s) Pb 2+ (aq) + 2e - -0.13 H 2 (aq) 2 H + (aq) + 2e - 0.00 Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2e - +0.35 2 I - (aq) I 2 (aq) + 2e - +0.58 Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e - +0.75 Ag (s) Ag + (aq) + e - +0.81 Hg (s) Hg 2+ (aq) + 2e - +0.86 2 Br - (aq) Br 2 (aq) + 2e - +1.09 2 Cl - (aq) Cl 2 (aq) + 2e - +1.36 Au (s) Au 3+ (aq) + 3e - +1.38 2 F - (aq) F 2 (aq) + 2e - +2.85 Quelle: Günter Baars, Hans-Rudolf Christen; Chemie; hep-verlag Die Standardpotentiale der Redoxpaare wurden gemessen bei 25 C und 1013 mbar, wobei alle Reaktanden in der Konzentration 1 mol/l vorlagen. reduzierende Wirkung nimmt zu; oxidierende Wirkung nimmt ab

8 Aufgabe VIII Schauen Sie den Klett-Kurzfilm zum Thema Spannungsreihe und notieren Sie die wichtigsten Informationen, welche neu für Sie sind. 3.4 Edle und unedle Metalle Nur wenige Metalle kommen in der Natur gediegen, also nicht in einer Verbindung, sondern als reines Metall vor. Zu ihnen zählen Gold oder Silber. Diese Metalle zeichnen sich durch ihre Beständigkeit gegenüber Oxidationsprozessen aus und wurden schon seit Jahrhunderten als Schmuck verarbeitet oder galten als wertbeständiges Zahlungsmittel. Bild: www.ctt-reisen.de Sie werden als Edelmetalle bezeichnet und von den weniger beständigen unedlen Metallen abgegrenzt. Je weiter unten in der Redoxreihe ein Metall steht, umso edler ist es. Zu den Edelmetallen werden allerdings erst die Metalle ab Silber gezählt. Sie behalten ihren Glanz auch an feuchter Luft. Kupfer reagiert dagegen nach einiger Zeit bereits mit Sauerstoff, Wasser und Kohlenstoffdioxid zu Malachit (Kupferhydroxidcarbonat), das sich durch eine schöne grüne Farbe auszeichnet. Man deckt deshalb häufig die Dächer von Kirchen und grossen Bauwerken mit Kupfer. Kupfer gilt als Halbedelmetall. 3.5 Aufstellen von Redoxgleichungen Beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen von Redoxreaktionen sind prinzipiell zwei Punkte zu beachten. Erstens ist es wichtig, dass immer gleich viele Elektronen bei der Oxidation abgegeben werden wie bei der Reduktion aufgenommen werden. Ein Beispiel hierzu: Na Na + + 1 e - *4 O 2 + 4 e - 2 O 2- In dieser Reaktion müssen also pro Sauerstoffatom immer zwei Natriumatome reagieren. 4 Na + O 2 2 Na 2 O Weiter wurde in den obenstehenden Kapitel darauf hingewiesen, dass Metalle unterschiedlich starke Reduktionsmittel sind, bzw. deren Kationen unterschiedlich starke Oxidationsmittel. Es ist daher wichtig, abschätzen zu können, welche Metalle mit welchen Metallkationen reagie- Red Red 1 Red 2 Red 3 Ox Ox 1 Ox 2 Ox 3

9 ren können. Eine Hilfestellung bietet das nebenstehende Schema. Ein Reduktionsmittel Red 2 wird nur mit einem Oxidationsmittel Ox reagieren, wenn letzteres in der Redoxreihe weiter unten steht (Ox 3 ), da das entsprechende Reduktionsmittel Red 3 ein geringeres Verlangen als Red 2 hat, Elektronen abzugeben und somit Ox 3 ein grösseres Verlangen hat als Ox 2, Elektronen aufzunehmen In chemischen Verbindungen kommen Ionen niemals alleine vor, da ansonsten der ganze Stoff eine elektrische Ladung tragen würde. Aus diesem Grund wurden bei der folgenden Übung Anionen zu den Kationen hinzugefügt. Die Anionen sind in diesem Fall einzig für den Ladungsausgleich verantwortlich. Aufgabe IX Ergänzen Sie die Reaktionen, geben Sie die Oxidations-, die Reduktions- und die daraus resultierende Redoxreaktion an. Markieren Sie die korrespondierenden Redoxpaare. Entscheiden Sie mit Hilfe der Tabelle I, ob eine Reaktion stattfindet oder nicht. a.) CuO + Fe FeO + Cu b.) FeO + Al c.) MgO + Ca d.) ZnO + Li e.) SrCl 2 + Mg Aufgabe X Viele Baumaterialien bestehen aus Metallen, da diese eine hohe Festigkeit besitzen, aber dennoch bei Druck nicht sofort auseinander brechen. Besteht eine Brücke aus Eisen, so stellt das Rosten der Eisenkonstruktion eine Gefahr für die Stabilität der Eisenbrücke dar. Erklären Sie ausführlich warum.

10 4. Nutzung von Redoxreaktionen; die galvanische Zelle In Abschnitt 3.3 wurden Systeme aus einem Metall und einer Salzlösung vorgestellt. Werden Metalle in Salzlösungen eines edleren Metalls getaucht, finden Elektronenübergänge statt. Ionen des edleren Metalls werden reduziert, die Atome des unedleren Metalls oxidiert. Die Elektronenübergänge verlaufen spontan, das System nimmt mit Beginn der Reaktion einen energetisch günstigeren Zustand ein. Dieser Prozess wird in Batterien genutzt. Indem die Elektronenabgabe und die Aufnahme von Elektronen räumlich getrennt werden, gelingt es, die chemische Energie der Redoxreaktion in elektrische Energie umzusetzen. Eine Versuchsanordnung, die Elektronenabgabe und -aufnahme räumlich voneinander Bild: de.wikipedia.org trennt, heisst galvanische Zelle, benannt nach dem italienischen Arzt, Anatom und Biophysiker Luigi Galvani (1737 1798). In galvanischen Zellen müssen auf Grund der räumlichen Trennung der Oxidation und der Reduktion die Elektronen, welche übertragen werden, aussen herum, d.h. über einen die Zellen verbindenden Metalldraht laufen. Und wie allgemein bekannt, werden sich bewegende Ladungsträger als elektrischen Strom bezeichnet. Bild: Duden, Chemie, Lehrbuch SII Aufgabe XI a.) b.) Beschriften Sie die oben stehende Zeichnung (wird vorgegeben). Übernehmen Sie die Skizze von der Wandtafel.

11 4.1 Das Daniell-Element Der englische Chemiker John Frederic Daniell (1790 1845) entwickelte 1836 die ersten Batterien, welche in Telegrafenanlagen eingebaut wurden. Das Daniell-Element war aus einer Halbzelle mit dem Redoxpaar Zn/Zn 2+ und einer Halbzelle mit dem Redoxpaar Cu/Cu 2+ aufgebaut. Bild: de.wikipedia.org Aufgabe XII Skizzieren Sie das vorgezeigte Experiment. Formulieren Sie die Oxidations-, die Reduktions- und die daraus entstehende Redoxreaktion. 4.2 Die Spannung bei Redoxreaktionen; das Redoxpotential Beim Daniell-Element wurde beobachtet, dass elektrischer Strom fliesst. Elektronen werden also von einer Halbzelle zur anderen verschoben. Die einzelnen Redoxpaare haben ein unterschiedliches Bestreben, Elektronen abzugeben bzw. aufzunehmen. Dadurch entsteht auf beiden Seiten ein Elektronendruck. Die Elektronen fliessen dabei immer von der Halbzelle mit einem grösseren Elektronendruck zur Halbzelle mit einem kleineren Elektronendruck. Dieser Elektronendruck ist ein quantitatives Mass für die Stärke des Elektronendonators (Reduktor) bzw. des Elektronenakzeptors (Oxidator). Dieses Mass wird als Redoxpotential bezeichnet. Das Redoxpotential zwischen zwei Halbzellen kann gemessen werden. Die Spannung, welche zwischen zwei Halbzellen entsteht, entspricht dabei immer der Differenz der beiden Standardpotentiale E. U = E = ǀE 1 E 2 ǀ Aufgabe XIII Formulieren Sie die Oxidation, die Reduktion und die Redoxreaktion für folgende Batterien und berechnen Sie deren Spannung. a.) b.) c.) d.) Eine Zink-Kupfer-Batterie Eine Lithium-Silber-Batterie Eine Quecksilberoxid-Zink-Batterie Eine Silberoxid-Zink-Batterie

12 Aufgabe XIV (Zusatz) Erfinden Sie zu zweit weitere mögliche Batterien und berechnen Sie deren Spannung. Aufgabe XV Schauen Sie den Kurzfilm zur Dry Cell und notieren Sie sich das Wichtigste. Wie sieht eine Batterie von Innen aus? Wie funktioniert sie?

13 5. Redoxreaktionen in Molekülen Oft gibt eine Reaktionsgleichung nicht ausreichend Auskunft darüber, ob bei einer Reaktion Elektronenübergänge stattgefunden haben oder welche Teilchensorte als Elektronendonator oder -akzeptor wirkt. Diese Schwierigkeiten treten besonders dann auf, wenn an der Reaktion Stoffe beteiligt sind, deren Teilchen nicht durch Ionenbindung sondern durch Elektronenpaarbindung miteinander verbunden sind. Ein Beispiel hierfür ist die Reaktion von Eisen(II)- oxid mit Kohlenstoff zu Eisen und Kohlenstoffdioxid. Aufgabe XVI Formulieren Sie die oben genannte Reaktion und bestimmen Sie, dort wo Sie es bereits können, die Oxidationszahlen. Das Eisen(II)-ion wurde zu einem Eisenatom reduziert. Gleichzeitig muss auch eine Oxidation stattgefunden haben. Wenn die Definition von de Lavoisier zu Hilfe genommen wird, wird klar, dass die Reaktion von Kohlenstoffmonoxid mit dem Sauerstoff des Eisen(II)-oxids der Oxidationsvorgang sein muss. Wie ist es aber möglich, bei Molekülen Oxidationszahlen anzugeben? 5.1 Oxidationszahlen in Molekülen Die Oxidationszahlen entsprechen bei Ionen deren Ladung. Bei der Ausbildung chemischer Bindungen findet allerdings ein vollständiger Elektronenübergang nur bei Ionenverbindungen statt. Bei kovalenten Verbindungen werden dagegen gemeinsame Elektronenpaare gebildet, die stärker vom elektronegativeren Bindungspartner angezogen werden. Um den Elektronenübergang bei Redoxreaktionen dennoch beschreiben zu können, benutzt man das Modell der Oxidationszahlen. Dazu geht man formal davon aus, dass alle Stoffe, also auch Moleküle, aus Ionen aufgebaut sind. Man stellt die Lewis-Formel des Moleküls auf und ordnet in Gedanken die bindenden Elektronenpaare einer polaren Atombindung dem elektronegativeren Bindungspartner zu. Gleiche Bindungspartner teilen sich die bindenden Elektronenpaare. An den Bindungen nicht beteiligte Elektronenpaare, die nicht bindenden Elektronenpaare, verbleiben beim dazugehörigen Atom.

14 Die Oxidationszahl (OZ) eines Atoms in einer Verbindung ist die Differenz aus der Valenzelektronenzahl (VEZ) des neutralen Atoms und der Elektronenzahl des formal geladenen Atoms (EZA). 3,5 2,5 3,5 O C O OZ = VEZ EZA 2,2 2,5 2,5 2,2 H C C H C: 4 0 = IV C: 4 5 = -I O: 6 8 = -II H: 1 0 = I -II IV -II O C O I -I -I I H C C H Aufgabe XVII Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der einzelnen Atome in folgenden Verbindungen. a.) HF b.) O 2 c.) CF 4 d.) CH 4 e.) H 2 O 2 f.) NaOH g.) H 3 CCHO h.) CHCl 3 i.) H 2 CO 3 (Kohlensäure; keine Bindung zwischen zwei Sauerstoffatomen!) Aufgabe XVIII Zeigen Sie auf, dass folgende Reaktionen Redoxreaktionen sind, indem Sie die Oxidationszahlen der Atome bestimmen und die Oxidation und die Reduktion kennzeichnen. a.) b.) Der Raketentreibstoff Hydrazin (N 2 H 4 ) verbrennt zu Stickstoff und Wasser. Kohlenstoff reagiert mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid.

15 6. Anwendungen von Redoxreaktionen Ohne Redoxreaktionen könnte kein Leben auf unserer Erde existieren. Tiere könnten ohne Atmung ihre benötigte Energie nicht gewinnen, Pflanzen ohne Assimilation, den Umbau von körperfremden Stoffen in körpereigene Verbindungen, keine Kohlenhydrate aufbauen und somit nicht wachsen. Redoxreaktionen sind seit jeher in der Natur wichtige Reaktionen, aber auch aus unserem Alltag sind sie nicht mehr wegzudenken. 6.1 Die Batterie Die Batterie ist das Paradebeispiel für Redoxreaktionen. Deren Funktionsweise wurde bereits in Kapitel 4 erläutert. 6.2 In der Industrie Praktisch alle stickstoffhaltigen Verbindungen, wie Düngemittel, Farbstoffe, Sprengstoffe oder Polyamide, werden aus Ammoniak erzeugt. Die Herstellung von Ammoniak aus den Elementen haben wir bereits im Skript Kinetik& chemisches Gleichgewicht kennengelernt. Aufgabe XIX Zeigen Sie auf, dass die Herstellung von Ammoniak aus den Elementen eine Redoxreaktion ist. Auch die Synthesen organischer Stoffe, wie Alkohole, Aldehyde, Ketone oder Carbonsäuren, und die bedeutsamen Elektrolyseverfahren, wie die Chloralkali-Elektrolyse, basieren auf Redoxreaktionen. Aufgabe XX Schauen Sie den Klett-Kurzfilm zur Elektrolyse und notieren Sie das Wichtigste. 6.3 Bei der Energieerzeugung Bei der Verbrennung von fossilen Energieträgern, wie Kohle, Erdöl oder Erdgas wird viel Energie in Form von Wärme frei. Unter anderem wird diese Energie in Kraftwerken in elektrische Energie umgewandelt.

16 Das Verbrennen von Benzin, Diesel oder Kerosin wird zum Betreiben von Kraftfahrzeugen, Flugzeugen und Schiffen genutzt. Aufgabe XXI Zeigen Sie jeweils auf, dass die nachfolgenden Reaktionen Redoxreaktionen sind. a.) b.) Aceton wird verbrannt. Erdgas (hauptsächlich bestehend aus Methan, CH 4 ) wird verbrannt. 6.4 Sprengstoffe Explosive Stoffe können schlagartig in exothermen Redoxreaktionen Gase freisetzen, die sich auf Grund der hohen Temperatur extrem ausdehnen und damit die Sprengkraft bewirken. Aufgabe XXII Ein Beispiel für einen Sprengstoff ist das Salz Ammoniumnitrat NH 4 NO 3. Es zerfällt zu Stickstoff, Sauerstoff und Wasser. Zeigen Sie auch hier auf, dass dies eine Redoxreaktion ist. H H + N H H O O N+ O 6.5 In der Lebensmittelindustrie Länger haltbar gemachte Lebensmittel enthalten Konservierungsmittel, wie Antioxidantien. Diese Antioxidantien verhindern, wie der Name schon sagt, die Oxidation des Produktes, also dessen Reaktion mit dem Sauerstoff der Luft. Das Produkt beginnt erst später zu faulen, zu verderben oder ranzig zu werden. 7. Exkurs: Der Hochofenprozess Aufgabe XXIII Zeitbudget: 3 Lektionen Bearbeiten Sie die von der Lehrperson ausgeteilten Blätter zum Hochofenprozess. Als Hilfe dient Ihnen das Buch Elemente, worin sich auch einige der erwähnten Aufgaben befinden.

17 8. Zusammenfassung Eine Oxidation ist ein Prozess, bei dem ein Atom, Molekül oder Ion tatsächlich oder formal Elektronen abgibt. Seine Oxidationszahl nimmt dabei zu. Eine Reduktion ist ein Prozess, bei dem ein Atom, Molekül oder Ion tatsächlich oder formal Elektronen aufnimmt. Seine Oxidationszahl nimmt dabei ab. Aufgabe XXIV (freiwillig Zuhause) Schauen Sie den Film "Telekolleg - Redoxreaktionen" als Zusammenfassung zum Kapitel Redoxreaktionen. 9. Übungen Aufgabe XXV Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Atome in folgenden Verbindungen. a.) Br 2 b.) Fe c.) FeBr 3 d.) S 8 e.) H 2 S f.) H 2 O 2 g.) SrO h.) CH 2 Cl 2 i.) HCHO j.) C 3 H 8 k.) Na + l.) - MnO 4 m.) KOH n.) AgO o.) C 2 H 4 p.) Ag 2 O Aufgabe XXVI Formulieren Sie die korrekten Reaktionsgleichungen und kennzeichnen Sie den Oxidationsund Reduktionsprozess. a.) Wasser wird in die Elemente gespalten. b.) Zink reagiert mit Wasser und Sauerstoff zu Zink(II)-hydroxid. c.) Brom reagiert mit Ethen (C 2 H 4 ) zu 1,2-Dibromethan (C 2 H 4 Br 2 ). d.) Natrium reagiert mit Wasser zu Natronlauge (NaOH) und Wasserstoff. Berechnen Sie nachstehend zusätzlich noch die Spannung und geben Sie an, ob diese Reaktion wirklich abläuft. e.) f.) g.) Natriumbromid reagiert mit Chlor zu Natriumchlorid und Brom. Eisen(III)-iodid reagiert zu Eisen(II)-iodid. Dabei entsteht elementares Iod. Calciumfluorid reagiert mit elementarem Chlor zu Calciumchlorid und Fluor.

18 Aufgabe XXVII Erfinden Sie zu zweit (zu dritt) weitere Beispiele.