Reduktionsmittel

  • 1. Magnesium und Sauerstoff

    Redoxreaktionen

    1. Bildung von Ionenverbindungen bei Hauptgruppenelementen

    1.1 Magnesium + Sauerstoff

    Experiment: Magnesiumband wird an der Luft entzündet. Es brennt mit sehr heller Flamme. 

    a) Vereinfacht: Alle Elemente als Atome geschrieben.

    Reaktionsgleichung in Lewisschreibweise Magnesium und Sauerstoff reagiert zu Magnesiumoxid


    b) keine Vereinfachung: Sauerstoff wird als Molekül geschrieben:

         Reaktionsgleichung: 2 Mg + O2 → 2 MgO ΔH < 0

    c) Redoxschema:

     

    I. Allgemein:

    Redoxschema in allgemeiner Form als Skizze 

    Hier erst mal das Redoxschema einer freiwillig ablaufenden Reaktion (Bergabreaktion). Mit Hilfe eines Redoxschemas kann man eine Reaktion veranschaulichen. Auf dem diagonalen Pfeil schreibt man die Anzahl der Elektronen, die von einem Stoff (bzw. Teilchen) zu einem anderen Teilchen übergehen. Oben links steht das Teilchen, welches die Elektronen abgibt. Wenn dieses Teilchen diese Elektronen abgibt verändert es sich selbst (Natrium ist zum Beispiel ein sehr reaktives Metall; Natrium-Kation hingegeben ist reaktionsarm und wir nutzen es als Bestandteil des Speisesalzs). Das oxidierte Teilchen wird oben rechts geschrieben. 

    Unten rechts steht das Teilchen, welches Elektronen aufnimmt. Auch dieses Teilchen verändert sich dabei. Das Ergebnis steht dann unten links.  


    II.  Mg + O2

    01 redoxschema-mg-und-o2

     

    d) Teilgleichungen

    Gerade bei komplizierten Redoxgleichungen, kann es eine Hilfe sein, dass man die Reaktionsgleichungen in die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion aufsplittet. Das Ergebnis für die Verbrennung von Magnesium sind man in den folgenden Teilgleichungen. Da die Anzahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen gleich sein muss, multipliziert man die Oxidationsreaktion mit zwei. Dadurch geben zwei Magnesium-Atome vier Elektronen ab (siehe Redox) und das Sauerstoffmolekül nimmt vier Elektronen auf.   


    Oxidation: Mg             → Mg2+ + 2 e-    | · 2
    Reduktion: O2 + 4 e-  → 2 O2-              | · 1

    --------------------------------------------------- 

    Redox:  2 Mg + O2 → 2 Mg2+ + 2 O2-

  • 1.2 Natrium + Chlor

    1.2 Natrium reagiert mit Chlor

     

    01-02-00-reaktionsgleichung-natrium-chlor

    Reaktionsgleichung:      2 Na + Cl₂ → 2 NaCl ΔH < 0

    01-02-00-redoxschema---natrium-chlor

    Durch Elektronenabgabe oder Aufnahme können Ionen entstehen, die Edelgaskonfiguration in der Elektronenhülle aufweisen.

    Oxidation: Na → Na¹⁺ + 1 e⁻                  | · 2
    Reduktion: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl¹⁻               | · 1
    -------------------------------------------
    Redox: 2 Na + Cl₂ → 2 Na¹⁺ + 2 Cl¹⁻

     

     

  • 1.3 Neue Definitionen

    1.3 Neue Definitionen

    Oxidation = Elektronenabgabe
    Reduktion = Elektronenaufnahme

    Redoxreaktionen: Reaktionen mit Elektronenübertragung.
    Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.

    Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor („Elektronenräuber“)
    Reduktionsmittel: Elektronendonator („ Elektronenspender“) [ nicht freiwillig ]

    Merke: Ein Oxidationsmittel oxidiert ein anderes Teilchen und wird dabei selber reduziert.

    Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab, die es später wieder aufnehmen kann. Es wird also zu einem Oxidationsmittel.

    Redoxpaar: z.B.

     1-03-00-ta-neue-definitionen---magnesium

     

    01-02-00-allgemeine-form---redoxpaare


    Jede Redoxreaktion man formal in zwei Teilreaktionen zerlegen:
    Oxidation (Elektronenabgabe)
    (2) Reduktion (Elektronenaufnahme).

     

    (1) Oxidation:           Li → Li⁺ + 1 e⁻                                    | · 2
    (2) Reduktion:          Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻                               | · 1
    ______________________________________________________
    Teilchengleichung:   2 Li + Cl₂ → 2 Li⁺ + 2 Cl⁻
    Reaktionsgleichung: 2 Li(s) + Cl₂ (g) → 2 LiCl(s)        ΔH < 0

     

    Achtung:
    Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein; die Elektronenbilanz muss stimmen (gemeinsames Vielfaches!).

    Aus diesem Grund muss man das Teilschema (1) mit dem Faktor 2 multiplizieren

    Die Formel für das Salz LiCl besagt, dass im festen LiCl, die Lithium-Ionen und die Chlorid-Ionen im Stoffmengenverhältnis
    n(Li⁺) : n(Cl-) = 1 : 1 vorhanden sind.

    Aufgabe: Formuliere für folgende Reaktionen die Teilreaktionen. Stelle abschließend jeweils die Teilchengleichung und die Reaktionsgleichung auf. Achte darauf, welche Elemente molekular vorkommen und formuliere die Molekülformel auch in den Teilreaktionen.

    a) Magnesium + Chlor
    b) Aluminium + Sauerstoff

    a) Magnesium + Chlor

     

    (1) Oxidation: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻                   | · 1
    (2) Reduktion: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻                  | · 1
    -----------------------------------------------------------------------------------------
    Teilchengleichung: Mg + Cl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl⁻

    Reaktionsgleichung: Mg + Cl₂ → MgCl₂

     

    Die Formel für das Salz MgCl₂ besagt, dass im festen Magnesiumchlorid, die Magnesium-Ionen und die Chlorid-Ionen im Stoffmengenverhältnis n(Mg²⁺) : n(Cl-) = 1 : 2 vorhanden sind.

    b) Aluminium + Sauerstoff

    (1) Oxidation: Al → Al³⁺ + 3 e⁻     | · 4
    (2) Reduktion: O₂ + 4 e⁻ → 2O²⁻   | · 3
    ---------------------------------------------------------------------------------
    Teilchengleichung: 4 Al + 3 O₂ → 4 Al³⁺ + 6 O²⁻

    Reaktionsgleichung: 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

    Das Ionengitter des Aluminiumoxids ist elektrisch neutral, wenn auf zwei Aluminium-Ionen (Al³⁺) drei Oxid-Ionen (O²⁻) entfallen. Das Anzahlverhältnis muss 2 : 3 lauten: (Al³⁺)₂(O2-)₃ oder Al₂O₃ (Verhältnisformel).

    Verhältnisformeln der Salze geben das Zahlenverhältnis der Ionen im Ionengitter an!

     

  • 1.4 Aluminium reagiert mit Brom

    1.4 Aluminium + Brom

    Aufbau:

    Aufg. Formuliere die Beobachtung und die Teilreaktionen in Lewis-Schreibweise
    01 04 00 b ta teilreaktionen al und br2

     

    Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein; die Teilchengleichung (2) muss deshalb mit dem Faktor 3 multipliziert werden.

    Für die Teilchengleichung benötigt man ganze Zahlen (1,5 Brom-Moleküle gibt es nicht!). Deshalb wird die Gleichung (3) mit dem Faktor 2 multipliziert.

    Teilchengleichung: 2 Al + 3 Br₂ → 2 Al³⁺ + 6 Br⁻
    Reaktionsgleichung: 2 Al + 3 Br₂ → 2 AlBr₃                 ΔH < 0


    Redoxschema:

     

    Übungen:
    Formuliere für folgende Reaktionen die Teilreaktionen. Stelle abschließend jeweils die Teilchengleichung und die Reaktionsgleichung auf. Achte darauf, welche Elemente molekular vorkommen und formuliere die Molekülformel auch in den Teilreaktionen.

    1. Magnesium + Chlor
    2. Aluminium + Sauerstoff

     

    Lösungen: Um die Lösung zu sehen, muss der Bereich darunter "markiert" werden (z.B. durch Links-Klick und ziehen über den unteren Bereich mit der Maus). 

     

    a. Magnesium + Chlor

    (1) Oxidation: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ | · 1
    (2) Reduktion: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ | · 1
    -----------------------------------------------------------------------------------------
    Teilchengleichung: Mg + Cl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl⁻

    Reaktionsgleichung: Mg + Cl₂ → MgCl₂

    Die Formel für das Salz MgCl₂ besagt, dass im festen Magnesiumchlorid, die Magnesium-Ionen und die Chlorid-Ionen im Stoffmengenverhältnis n(Mg²⁺) : n(Cl-) = 1 : 2 vorhanden sind.

    b. Aluminium + Sauerstoff

    (1) Oxidation: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ | · 4
    (2) Reduktion: O₂ + 4 e⁻ → 4 O²⁻ | · 3
    ---------------------------------------------------------------------------------
    Teilchengleichung: 4 Al + 3 O₂ → 4 Al³⁺ + 6 O²⁻

    Reaktionsgleichung: 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

    Das Ionengitter des Aluminiumoxids ist elektrisch neutral, wenn auf zwei Aluminium-Ionen (Al³⁺) drei Oxid-Ionen (O²⁻) entfallen. Das Anzahlverhältnis muss 2 : 3 lauten: (Al³⁺)₂(O²⁻)₃ oder Al₂O₃ (Verhältnisformel).

    Wichtig: Verhältnisformeln der Salze geben das Zahlenverhältnis der Ionen im Ionengitter an.

  • 2 Bildung von Ionenverbindungen mit Nebengruppenelementen

    2 Bildung von Ionenverbindungen mit Nebengruppenelementen

    Je nach Reaktionspartnern reagieren die folgenden Mischungen unterschiedlich heftig. Mit Hilfe weiterer solcher Reaktionen kann man eine Reihe aufstellen (Redoxschema), welche Mischungen heftiger, welche weniger heftig oder gar nicht reagieren. 

    02 ab kupferoxid und eisen

    2.1 Kupferoxid + Magnesium

    Kupferoxid ist ein Salz (Ionenverbindung) und besteht aus Cu²⁺-Ionen und O²⁻-Ionen (Oxid-Ionen)

    02-01-00_ta_teilreaktionen-mg_und_cuo.jpg - 23.41 kb


    Teilchengleichung: Mg + Cu²⁺ O²⁻ → Mg²⁺O²⁻ + Cu

     

    Redoxschema:

    02-01-00_ta_redoxschema_-_mg_und_cu-ionen.png - 4.81 kb

     

     

    Reaktionsgleichung:

    Mg + CuO MgO + Cu ΔH < 0
    Magnesium   Kupfer(II)-oxid   Magnesium(II)-oxid   Kupfer      
    Metall   Salz   Salz   Metall      
    grau   schwarz   weiß   rot-braun      
    Atom   Ionen   Ionen   Atom      
    24,3 g/mol   79,5 g/mol   40,3 g/mol   63,5 g/mol      


     

    2.2 Kupferoxid + Eisen


    Teilreaktionen:

    02-02-00_ta_teilreaktionen-cu_und_feo.png - 7.64 kb


    Teilchengleichung: Fe + Cu²⁺O²⁻ → Fe²⁺O²⁻ + Cu

    Redoxschema:

    02-02_ta_redoxschema_-_fe_und_cu-ionen.jpg - 30.04 kb

     

    Reaktionsgleichung:

    Fe + CuO FeO + Cu ΔH < 0
    Eisen   Kupfer(II)-oxid   Eisen(II)-oxid   Kupfer      
    Metall   Salz   Salz   Metall      
    grau   schwarz   weiß   rot-braun      
    Atom   Ionen   Ionen   Atom      

     

    Reduktions- und Oxidationsfähigkeit im Vergleich:

    Mit Hilfe der Redoxschemata könnte man angeben, wie heftig eine Reaktion verläuft. Je größer der Abstand ist, desto stärker die Reaktion: 

    02-02_ta_redoxschemata_im_vergleich.jpg - 29 kb

     

    Eine noch praktischere Anwendung ist, sämtliche Redoxpaare in ein Diagramm zu schreiben: 

    02-02_ta_redoxschemata_im_vergleich_3.jpg - 17.26 kb

     

    Mit Hilfe dieses Diagramms kann man z.B. Voraussagen machen, ob eine Reaktion (freiwillig) abläuft oder nicht. 

    Haben wir z.B. ein Gemisch aus Eisenpulver (Fe) und Kupfer-Ionen (Cu²⁺), dann verbindet man diese beiden Teilchen im Diagramm. Da nur die linken Teilchen (Reduktionsmittel) Elektronen abgeben können, ergibt sich daraus eine "Bergab-Reaktion"; die Reaktion verläuft also freiwillig (wenn man Aktivierungsenergie zuführt). 

    Hätte man hingegen ein Gemisch aus Kupfer (Cu) und Eisen-Ionen (Fe²⁺), dann müssten die Kupferteilchen die Elektronen abgeben (steht ja links). Verbindet man nun diese beiden Teilchen ergibt sich eine Diagonale von links unten nach rechts oben. Hier liegt also eine "Bergauf-Reaktion" vor; der Vorgang findet nicht freiwillig statt. 

    Solche Diagramme sind wirklich sehr praktisch und man bekommt sie sogar zum Chemieabitur, was den Vorteil hat, dass man -sofern man die Redox-Schemata verstanden hat- relativ schnell die Lösungen einfach abschreiben kann. Diese Diagramme werden ausführlich (zusammen mit dem Elektrodenpotential) in der Oberstufe (Thema Elektrochemie) besprochen. Hier schon einmal der Link (auch zu einer solchen ausführlichen Tabelle: 2.5 Elektrochemische Spannungsreihe der Metalle und 2.5.2 Anwendung der Spannungsreihe