1.4 Weitere (komplexere) Redoxreaktionen

Die Redoxreaktionen sind nicht immer ganz so einfach. Hier zunächst ein Beispiel: 

Aufgabe: Schaut, welche Redox-Paare in eurer Tabelle (siehe Moodle) vorhanden sind. 

Beispiel 1: Reaktion von Kaliumdichromat mit Eisen(II)-Sulfat

Teilchen: Kaliumdichromat: 2 K¹⁺ Cr₂O₇²⁻
Eisen(II)-sulfat: Fe²⁺ SO₄²⁻

Oxidation:             Fe²⁺                        →      Fe³⁺ + e⁻ | x 6
Reduktion:    Cr₂O₇²⁻ + 14 H₃O⁺ + 6 e⁻   →      2 Cr³⁺ + 21 H₂O

Redox:     Cr₂O₇²⁻ + 14 H₃O⁺ + 6 Fe²⁺     →       Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 21 H₂O

Rktgl:     6 FeSO₄ (aq) + K₂Cr₂O₇ (aq) + 7 H₂SO₄ (aq)  → 3 Fe₂(SO₄)₃ (aq) + Cr₂(SO₄)₃ (aq) + K₂SO₄ (aq) + 7 H₂O (l)

Beispiel 2: „Cl-Gas kann im Labor gewonnen werden, indem man Kaliumdichromat mit Salzsäure reagieren lässt. Der Ansatz für die Reaktionsgleichung lautet:

__ Cr₂O₇²⁻ + __H₃O⁺ + __ Cl⁻ → ___Cr³⁺ + __Cl₂ + __ H₂O

Richten Sie die Redoxgleichung ein. Formulieren Sie dazu die Teilgleichungen mit Oxidationszahlen.

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Oxidation:                             2 Cl⁻          →            Cl₂ + 2 e⁻ | x 3
Reduktion:     Cr₂O₇²⁻ + 14 H₃O⁺ + 6 e⁻    →     2 Cr³⁺ + 21 H₂O
Redox:             Cr₂O₇²⁻ + 14 H₃O⁺ + 6 Cl⁻ →     3 Cl₂ + 2 Cr³⁺ + 21 H₂O

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Aufgabe 1: Geben Sie in den nachfolgenden Formeln die Oxidationszahlen aller Atome an:
(vgl. Tafelanschrieb)

 

 

Aufgabe 2: Auf konzentrierte Kaliumpermangantlösung (KMnO₄) lässt man konzentrierte Salzsäure (HCl) einwirken. Bei dieser Reaktion entsteht u.a. Chlorgas und Mangan(II)-chlorid.
Vervollständigen Sie die folgenden Gleichungen für die obige Redoxreaktion (Vereinfacht wird statt H₃O⁺ H⁺ formuliert).

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__ Cl⁻ + __ MnO₄¹⁻ + __ H⁺ → __ Cl₂ + __ Mn²⁺ + __ H₂O

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• Redoxreaktionen
• Oxidationszahl

1.3 Stellung des Redoxpaares ( ½ H₂/H⁺ + 1 e⁻) in der Redoxreihe

Siehe Arbeitsblatt zu den Experimenten: 

 

 

1) zu 10 ml 1 M Salzsäure (H₃O⁺(aq) und Cl⁻ (aq)) wird ein Zinkblech gegeben;

   Beobachtung:  Es entsteht ein Gas, das Zinkblech "verschwindet" nach einiger Zeit.

Erkläre diese Beobachtung (am besten mit Reaktionsgleichungen)

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Gas = Wasserstoff (H₂);

"Verschwinden" = Zink gibt zwei Elektronen ab, wird zu einem Ion und löst sich dann auf (Hydrathülle).

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2) zu 10 ml 1 M Salzsäure (H₃O⁺(aq) und Cl⁻ (aq)) wird ein Fe-Nagel gegeben;

     Es entsteht ein Gase, der Eisennagel verschwindet nach einiger Zeit."

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Gas = Wasserstoff (H₂);

"Verschwinden" = Eisen gibt zwei Elektronen ab, wird zu einem Ion und löst sich dann auf (Hydrathülle).

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3) zu 10 ml 1 M Salzsäure (H₃O⁺(aq) und Cl⁻ (aq)) wird ein Kupferblech gegeben

      Keine Veränderung; Setze das Wasserstoff-Redoxpaar in die richtige Stelle der Redoxreihe. 

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Ergebnis (Redoxreihe): Da die verdünnte Salzsäure nicht mit Kupfer reagiert, steht das Redoxpaar (1/2 H₂ / H⁺+ 1 e⁻) zwischen Eisen und Kupfer.

Merke: Die Metalle, die mit Oxonium-Ionen (Hydronium-Ionen) in einer Redoxreaktion reagieren sind „unedel“.
„Edle“ Metalle (u.a. Kupfer, Silber, Gold) stehen in der Redoxreihe unterhalb diesem Redoxpaar ( ½ H₂/H⁺ + 1 e⁻) und reagieren nicht mit den Oxonium-Ionen unter Wasserstoffbildung.

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• Redoxreaktionen

Wiederholung: Oxidationszahl und Redoxreaktionen mit Molekülen

Oxidationszahl
Def.: Die Oxidationszahl gibt an, welche Ladung ein Atom in einem Molekül oder in einem anderen Teilchen hätte, wenn alle am Aufbau des Teilchens beteiligten Atome in Form von Ionen vorlägen.

Die sich für die Atome in der Verbindung ergebenden formalen Ladungszahlen nennt man Oxidationszahlen. Zur Unterscheidung von Ionenladungen werden sie als römische Zahlen an die Elementsymbole geschrieben.

Ermittlung der Oxidationszahl

1. Schritt: Strukturformel erstellen.
2. Schritt: Ermittlung der Elektronegativität aller Elemente.
3. Schritt: Bindungselektronen werden formal dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt. Besitzen die Bindungspartner die gleiche Elektronegativität erhalten sie je die Hälfte der Bindungselektronen.
4. Schritt: Vergleicht man die Elektronenzahl eines Atoms, die man aus Schritt 3 erhält mit der Elektronenzahl im elementaren Zustand (= Hauptgruppennummer im PSE), so erhält man die Oxidationszahl.

Bsp.: Wasser

Oxidationszahl = Hauptgruppennummer – Elektronenzahl unter Berücksichtigung der EN
Oxidationszahl(O) = 6 - 8 = - 2 = - II
Oxidationszahl(H) = 1 - 0 = +1 = +I

       5. Schritt: Kontrolle: Summe der Oxidationszahlen:
             a) bei Molekülen = 0
             b) bei Ionen = Ionenladungszahl

Hinweis: Die Oxidationszahl für C bei CO2 müsste natürlich +IV sein. 

Faustregel:
Achtung, es gibt Faustregeln, die aber immer wieder zu Fehlern (häufig auch Leichtsinnsfehlern) verleiten. Deshalb rate ich von diesen Faustregeln ebenso ab wie vom Überschlagen im Kopf, sofern man eine Strukturformel erstellen und die Oxidationszahlen darüber bestimmen kann. Bei komplexeren, anorganischen Molekülen helfen dann die folgenden Faustformeln: 

 

• Fluor immer: –I
• Wasserstoff: +I
• Sauerstoff: -II
• Halogene: -I (sofern nicht mit Sauerstoff oder einem elektronegativeren Halogen verbunden sind)
• Metalle meist positiv

                   Alkalimetalle +I
                   Erdalkalimetalle +II

 

Übungen: 

Mit Hilfe der Oxidationszahl lassen sich die Begriffe Oxidation und Reduktion neu fassen:

Oxidation: (Elektronenabgabe) bedeutet eine Erhöhung der Oxidationszahl.
Reduktion: (Elektronenaufnahme) bedeutet eine Erniedrigung der Oxidationszahl.

Redoxreaktionen: sind Vorgänge bei denen sich die Oxidationszahlen der beteiligten Atomarten ändern.

a) Vollständige Verbrennung von Kohlenstoff

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Hinweis: Die Oxidationszahl für C bei CO2 müsste natürlich +IV sein. 

Kohlenstoff               Sauerstoff                             Kohlenstoff(IV)-dioxid

Kohlenstoff wird oxidiert, Sauerstoff wird reduziert.

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b) Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff

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Wasserstoff                  Sauerstoff                                       Wasser

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Aufgaben

a) Formuliere die Reaktion von Wasserstoff mit Stickstoff zu Ammoniak (NH₃)

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3 H₂ +                                     N₂                    →                                2 NH₃                  ΔH < 0

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b) Formuliere die Reaktion von Schwefel mit Sauerstoff zu Schwefeldioxid (SO₂) ⇨ ohne Lewis- bzw. Strukturformeln; dafür mit Faustformeln (vgl. oben):

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