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. 

2.1 Kupferoxid + Eisen

Im Folgenden ist das Experiment dargestellt: 

Teilreaktionen:

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

Redoxschema:

Reaktionsgleichung:

2.2 Kupferoxid + Magnesium

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

Formuliert die Oxidation, Reduktion, Redoxreaktion, Redoxschema und Reaktionsgleichungen. 

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: 

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

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

• Redoxreaktionen
• Oxidationsmittel
• Reduktionsmittel
• Verhältnisformel

1.5 Ionenladungen und Formeln von Ionenverbindungen (Salzen)

Anzahl der positiven Elementarladungen muss mit der Anzahl der negativen Elementarladungen im Ionengitter übereinstimmen. Formeln für Salze geben an, in welchem Anzahlverhältnis die beteiligten Ionen im Ionengitter vorliegen. Es handelt sich um Verhältnisformeln. 

Bsp.:

• Natriumchlorid besteht aus Na¹⁺- und Cl¹⁻-Ionen: Verhältnisformel: NaCl
• Magnesiumbromid besteht aus Mg²⁺- und Br¹⁻-Ionen: Verhältnisformel: MgBr₂
• Aluminiumoxid besteht aus Al³⁺- und O²⁻-Ionen: Verhältnisformel: Al₂O₃
• Natriumsulfid besteht aus Na¹⁺- und S²⁻-Ionen: Verhältnisformel: Na₂S
• Calciumnitrid besteht aus Ca²⁺- und N³⁻-Ionen: Verhältnisformel: Ca₃N₂

1. Hinweis: Wenn keine Zahl da steht (wie z.B. beim Kochsalz NaCl, muss man sich eine "1" denken: Na₁Cl₁).

2. Hinweis: Man bekommt die gemeinsame Ladung recht schnell heraus: Ca²⁺- und N³⁻-Ionen -> Ca₃N₂ -> Die Ladungsanzahl einfach beim anders geladenen Partner in den Index schreiben. 

Falls man das nochmals etwas genauer wiederholen möchte: Hier die Grundlagen dazu: Ionenbindung - PSE - Verhältnisformel.

• Redoxreaktionen
• Ionenverbindung
• Verhältnisformel

1.4 Aluminium + Brom

Aufbau:

1. Formuliert die Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion).
2. Formuliert die Gesamtreaktion.
3. Zeichnet ein vollständiges Redoxschema für diese Reaktion.

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

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:

{/sliders}

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.

• Redoxreaktionen
• Ionenverbindung
• Oxidationsmittel
• Reduktionsmittel