Oxidationszahl

  • 1. Alkane

    1.1 Methan

    1.1.1 Vorkommen: 

    im Erdgas, Sumpfgas, Biogas, Grubengas

    1.1.2 Eigenschaften:

    • farb- und geruchloses Gas
    • geringere Dichte als Luft
    • brennbar

    1.1.3 Ermittlung der Summenformel (Molekülformel) und Strukturformel

    a) Qualitative Analyse (Elementaranalyse)

    Hierfür wird der zu untersuchende Stoff verbrannt und die Verbrennungsprodukte werden bestimmt. 

    Bildet sich Wasser, wird Wasserstoff als Element vorhanden sein;
    Kohlenstoff kann man einmal als Ruß (bei unvollständiger Verbrennung) oder als Kohlenstoffdioxid nachweisen. Der Kohlenstoffdioxid-Nachweis erfolgt mit der Kalkwasserprobe. Hierfür wird das entstandene Gas in Kalkwasser eingeleitet. Trübt sich die Lösung, ist Kohlenstoffdioxid vorhanden. 

     Versuchsaufbau zur Elementaranalyse von Methan mit Kühlfalle (für den Wassernachweis) und einer Waschflasche mit Kalkwasser (CaOH2).

    1. Nachweis von Wasserstoff  →  Bildung von Wasser →  WaTesMo-Papier oder wasserfreies Kupfersulfat.
    2. Nachweis von C → Bildung von CO2 →   Nachweis als CaCO3
      Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) →  CaCO3 (s) + H2O (l)

    Die Verbrennungsprodukte (Wasser, Kohlenstoffdioxid) ergeben, dass Methan Kohlenstoff, Wasserstoff und eventuell Sauerstoff enthält


    b) Bestimmung der molaren Masse
    Mit Hilfe der Gaswägung kann man die Molare Masse von Methan bestimmen: M(Methan) = 16 g/mol
    Molekülmasse von Methan 16 u


    c) Summenformel:
    Daraus ergibt sich folgende Summenformel.
    CH4

    d) Strukturformel

    Man zeichnet Methan meist mit einem Winkel von 90°. Dieser Winkel entspricht nicht  dem Bindungswinkel (vgl. unten). Man kann sich aber vorstellen, dass man direkt auf das Molekül wie in der zweiten Abbildung dargestellt wird, blickt. 

     Lewis-Formel - Strukturformel von Methan                   Kugelstabmodell eines Methanmoleküls in der Draufsicht.

    Tetraedrische Anordnung der Wasserstoffatome um das Kohlenstoffatom (Bindungswinkel 109,5 °).  

    Erklärung: Größtmögliche Entfernung der Wasserstoffatome. 


    1.1.4 Vollständige Verbrennung:

         0            -IV  +I               +IV  -II                +I  -II
    2 O2 +      CH4     →     CO2         + 2 H2O           ΔH = - 888 kJ/mol

    Verbrennung von Methan - Redoxreaktion

    Hinweis: Wenn die Ermittlungs der Oxidationszahlen Schwierigkeiten macht, dann kann man es hier nochmals nachlesen

    1l Methan benötigt zur vollständigen Verbrennung 10 Liter Luft (2 l Sauerstoff).

  • Hinweis: 1.2 Ethan und 1.3 Propan wird nur bei ausreichend Zeit und entsprechend vorrätigen Chemikalien als einzelne Punkte besprochen. Da es aber sowieso ähnlich ist, wird an dieser Stelle auf den Heftaufschrieb verzichtet (vgl. weiter unten: Homologe Reihe).

    1.4 Butan

    1.4.1 Vorkommen

    im Erdgas, fällt an bei der Benzingewinnung

    1.4.2 Eigenschaften

    farbloses Gas, größere Dichte als Luft
    brennbar (Verbrennungsprodukte bei vollständiger Verbrennung: CO2 und H2O )
    unter Druck leicht verflüssigbar


    1.4.3 Ermittlung der Summenformel (Molekülformel) und Strukturformel

    a) Qualitative Analyse (Elementaranalyse)

    Versuchsaufbau: Verbrennungsanalyse von Butan; dabei wird das von einem Kartuschenbrenner verbtrannte Gas aufgefangen und das kondensierte Wasser und das entstandene Kohlenstoffdioxid nachgewiesen
    Die Verbrennungsprodukte (Wasser, Kohlenstoffdioxid) ergeben, dass Methan Kohlenstoff, Wasserstoff und eventuell Sauerstoff enthält

    b) Bau und Formeln

    1. Molare Masse = 58,12 g/mol
    Molekülmasse = 58,12 u

    2. Summenformel:

    C4H10

     

    3. Strukturformel:

    a) unverzweigte Kette                                           b) verzweigte Kette  

    Strukturformel von n-Butan                                  Strukturformel von 2-Methyl-Propan bzw. Isobutan

    n-Butan                                                                        Isobutan = 2-Methyl-Propan
    Sdp.: - 0,5 °C                                                                Sdp.: - 12 °C

    ZMK: nur van-der-Waals-Kräfte; bei n-Butan können sich die Moleküle dichter zusammenlagern und haben dadurch stärkere Zwischenmolekulare Kräfte, d.h. eine etwas höhere Siedetemperatur. 

    Räumliche Strukturen im Kugelstabmodell. Versucht die einzelnen Abbildungen Isobutan oder n-Butan zuzuordnen. Der Vorteil von Kugelstabmodelle sind, dass sie die Bindungen und Bindungswinkel anschaulich darstellen. 

     Kugelstabmodell - n-Butan       Kugelstabmodell von 2-Methyl-Propan bzw. Isobutan

     

     renderbild - n-Butan als Kugelstab-Modell

     

    Kalottenmodell von 2-Methyl-Propan (= Isobutan). Bei Kalottenmodellen wird die Raumfüllung deutlich. 

    Kalottenmodell - Isobutan 

     

    Da Strukturformeln bei größeren Molekülen zu lange dauern, hilft man sich mit der Halbstrukturformel aus, wobei die Wasserstoffatome quasi als Summenformel hinter das C geschrieben wird. Man schaut zunächst, wie viele Bindungen ein C schon hat und füllt dann mit so vielen H-Atomen auf, bis die Vierbindigkeit  von Kohlenstoff erfüllt ist. Hier am Beispiel von Isobutan. 

    Halbstrukturformel von Isobutan 


    1.4.4 Verwendung

    Heizgas („blaue Gaskartuschen“), Kältemittel (Ersatz für FCKW), Treibgas in Sprays, Feuerzeuggas (häufig zusammen mit Propan)

    1.4.5 Isomerie 

    (isos (griech.) = gleich; meros (griech.) = Teil)
    Verbindungen, deren Moleküle bei gleicher Summenformel unterschiedliche Strukturformeln besitzen, bezeichnet man als Isomere. Isomere Verbindungen unterscheiden sich vor allem in ihren physikalischen Eigenschaften (Schmelz- und Siedepunkt) und wenig in ihren chemischen Reaktionen.


    1.4.6 Vollständige Verbrennung (Oxidation)

    Wenn Butan vollständig verbrannt (oxidiert) wird, so entsteht dabei ausschließlich Kohlenstoffdioxid und Wasser. 

    reaktionsgleichung-vollstaendige-verbrennung-von-butan 

  • 2.3 Katalytische Hydrierung

    Hinweis: Markownikow-Regel: Bei Addition von z.B. Halogenwasserstoff bekommt das wasserstoffhaltigere C-Atom bekommt das H; das wasserstoffärmere Atom bekommt dann das Halogen. "Wer hat, dem wird gegeben" [bezieht sich auf H-Atome]. 


    a) Alle Alkene lassen sich zu Alkane hydrieren

    02 03 ta hydrierung von ethen

    Hierbei handelt es sich um eine Redoxreaktion! Kohlenstoff wird reduziert (Oxidationszahlerniedrigung), H wird oxidiert. Hydrierung: Reduktion von Kohlenstoff

    Die Dehydrierung ist die Umkehrung der Hydrierung: Oxidation von Kohlenstoff

     

    b) Allgemein: Die Hydrierung ist eine umkehrbare Reaktion (Dehydrierung)

    02 03 ta addition und eliminierung

    Eliminierungsreaktionen: Abspaltung kleiner Moleküle!

     

    Übungsaufgabe: 

    An Propen wird Chlorwasserstoff addiert. Formuliere hierfür eine Reaktionsgleichung in Strukturformeln mit bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren. Beachte dabei auch die Markownikow-Regel (siehe oben). 

     

  • 3 Redoxreaktionen mit Molekülen

    Bei der Verbrennung von Stoffen bilden sich Oxide, ohne dass es zur Bildung von Ionen kommt. Beispiele dafür sind die Verbrennung von Wasserstoff, Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor.

    Um diese Reaktion als Redoxreaktion erfassen zu können, hat man als Hilfsgröße die Oxidationszahl eingeführt.

    3.1 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.

    Vorgehensweise: Vgl. dazu die zwei Beispiele 3.2 und 3.3 um die Schritte nachvollziehen zu können. 

    1. Schritt: Strukturformel erstellen.
    2. Schritt: Ermittlung der Elektronegativität aller Elemente (siehe PSE) : 
    3. Schritt: Bindungselektronen werden formal dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt. Besitzen die Bindungspartner die gleiche Elektronegativität erhalten sie je die Hälfte der Bindungselektronen.

    Faustregel: (Hinweis: Wann immer eindeutige Strukturformeln möglich sind, würde ich keine Faustregeln nutzen)

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

    4. Schritt: Man bestimmt die Hauptgruppennummer des Elements und  zählt dann die Elektronen, welche das Element jetzt "formal" hätte (vgl. 3. Schritt). Dann berechnet man entsprechend folgender Formel:

    Oxidationszahl = Hauptgruppennummer des Elements – Elektronenanzahl im Molekül

    Bsp. Sauerstoff im Wassermolekül: Oxidationszahl(O) = steht in der 6. Hauptgruppe = VI - 8  = -2 (bzw. - II)
    Bsp. Wasserstoff im Wassermolekül: Oxidationszahl(H) = I - 0 = +1


    5. Schritt: Kontrolle: Summe der Oxidationszahlen muss 0 sein (bei elektr. Neutralen Molekülen).

     


    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.

    3.2 Vollständige Verbrennung von Kohlenstoff

    03-01-00_ta_oxidationszahl_bei_co2.jpg - 9.49 kb

    Kohlenstoff            Sauerstoff                      Kohlenstoff(IV)-oxid
    Atom                     Molekül                          Molekül
    03-02-00-ta-reaktionsgleichung---kohlenstoff-von-sauerstoff.jpg - 6.98 kb  
    → Kohlenstoff wird oxidiert, Sauerstoff wird reduziert.

    3.3 Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff

    03-03_ta_oxidationszahl_bei_synthese_von_h2o.jpg - 12.48 kb

    Wasserstoff             Sauerstoff                            Wasser

    03-03-00-ta-reaktionsgleichung---wasserstoff-mit-sauerstoff.jpg - 7.22 kb

    Oxidationszahlen von Wasserstoff wird positiver → Wasserstoff wird oxidiert
    Oxidationszahlen von Sauerstoff wird negativer → Sauerstoff wird reduziert

    3.5 Reaktion von Wasserstoff mit Stickstoff zu Ammoniak (Ammoniaksynthese)

     03-03-00_ta_oxidationszahl_bei_synthese_von_nh3.png - 5.53 kb

    03-03-00-ta-synthese-von-ammoniak-aus-den-elementen.jpg - 11.52 kb

    Oxidationszahlen von Wasserstoff wird positiver → Wasserstoff wurde oxidiert
    Oxidationszahlen von Stickestoff wurde negativer → Stickstoff wurde reduziert 

     

    3.6 Reaktion von Schwefel mit Sauerstoff zu Schwefeldioxid

    Man muss nicht immer die Lewis-Formeln (Strukturformeln) zeichnen. Manchmal genügt es, nach den  Faustregeln zu arbeiten

     

    03-03-00-ta-bildung-von-schwefeldioxid.jpg - 14.83 kb

    Oxidationszahlen von Schwefel wird positiver → Schwefel wurde oxidiert
    Oxidationszahlen von Sauerstoff wurde negativer → Sauerstoff wurde reduziert

     3.7 Synthese von Chlorwasserstoff aus den Elementen

      03-03-00-ta-synthese-von-chlorwasserstoff-aus-den-elementen.jpg - 6.71 kb

    Oxidationszahlen von Wasserstoff wird positiver → Wasserstoff wurde oxidiert
    Oxidationszahlen von Chor wurde negativer → Chlor wurde reduziert

     

     3.8 Synthese von Schwefelwasserstoff aus den Elementen

     03-03-00-ta-synthese-von-schwefelwasserstoff-aus-den-elementen.jpg - 7.59 kb

     Oxidationszahlen von Wasserstoff wird positiver → Wasserstoff wurde oxidiert
    Oxidationszahlen von Schwefel wurde negativer → Schwefel wurde reduziert