Redoxreaktionen

  • 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 

  • 4.1.6 Galactose = Schleimzucker

    Unterscheidet sich von der Glucose durch die Stellung der Hydroxylgruppe am dritten asymmetrischen C-Atom. Kommt in den Schleimhäuten vor (Name!).  

    4.1.7 Reaktion der Monosaccharide

    a) Oxidation zu Polyhydroxysäuren  

    Bei gelinder Oxidation der Aldosen geht nur die Aldehydgruppe in die Carboxylgruppe über. Durch stärkere Oxidation der Aldosen (z.B. mit konz. HNO3) wird nicht nur die Aldehyd- sondern auch die primäre Alkoholgruppe in die Carboxylgruppe überführt. 

     

    Lewis-Formeln Glucose zu Gluconsäure und Dicarbonsäure

    b) Reduktion zu Zuckeralkoholen
    Die Monosaccharide lassen sich z.B. katalytisch mit Wasserstoff zu mehrwertigen Alkoholen reduzieren.

    Lewis-Schreibweise: Reduktion von Monosacchariden zu Alkoholen

     

  • 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 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

    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 + 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.

  • 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 -> CaN-> 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.

  • 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

     

  • 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

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    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

     

  • 5.1.4 Versuch: Ethanol + Alkalimetall

    Versuch: Ein Stück Lithium ( SE ) wird auf Ethanol, Benzin und Wasser gegeben. Alternativ kann man die Experimente auch mit Natrium als Lehrerversuch durchführen. Die Reaktionsgleichungen sind mit dem Alkalimetall Natrium formuliert. Für Lithium gilt es analog. 

    Bei Wasser ist der Aufbau etwas komplizierter: 

    Lithium und Wasser

    Beobachtung: Gasentwicklung; das entstehende Gas ist brennbar; Natrium „verschwindet“; die neu entstandene Lösung leitet den elektrischen Strom; dampft man die Lösung ein, entsteht ein weißer Feststoff.

    Ergebnis
    Ethanol (Struktur a) reagiert mit Natrium unter Wasserstoffbildung. Struktur b (Dimethylether) würde so nicht reagieren, da sich kein Proton abspalten kann. Somit besitzt Ethanol die Strukturformel:

    Strukturformel Ethanol


    1. Natrium + Wasser

    a) Teilchengleichung (mit Strukturformeln)

    Reaktionsgleichung Natrium reagiert mit Wasser

    b) Reaktionsgleichung

    2 Na (s) 2 H₂O (l)   →  2 NaOH (aq)  H₂ (g) 
     Natrium   Wasser   Natriumhydroxid   Wasserstoff
    fest   flüssig   gelöst   gasförmig

     

     

    2. Natrium + Ethanol

    a) Teilchengleichung (mit Strukturformeln)
    Ethanol Natriumethylat Wasserstoff
    (gelöst) (gasig)
    b) Reaktionsgleichung
    0 +I +I 0
    2 Na (s) + 2 C₂H₅OH (l) 2 NaC₂H₅O (aq) + H₂ (g)

    Auswertung: Es ist keine „klassische“ Säure-Base-Reaktion nach Brönstedt. Grund: +I-Effekt (vgl. unten) der Methylgruppe (Protonierung ist erschwert). Es handelt sich hier um eine Redoxreaktion (Veränderung der Oxidationenszahlen). Formal geben zwei Moleküle Ethanol je ein Proton ab. Jedes Proton nimmt von einem Natrium- bzw. Lithiumatom ein Elektron auf; es bilden sich so zwei Wasserstoffatome, die sich zu einem Wasserstoffmolekül zusammenlagern. Analog, nur heftiger, verläuft die Reaktion mit Wasser.

  • Redoxreaktionen

    1 Bildung von Ionenverbindungen bei Hauptgruppenelementen

    1.1 Magnesium und Sauerstoff
    1.2 Natrium + Chlor
    1.3 Neue Definitionen 
    1.4 Aluminium reagiert mit Brom
    1.5 Ionenladungen und Formeln von Ionenverbindungen (Salzen)

    2 Bildung von Ionenverbindungen mit Nebengruppenelementen

    2.1 Kupferoxid + Magnesium (bzw. siehe unten) 
    2.2 Kupferoxid + Eisen

    3 Redoxreaktionen mit Molekülen - Oxidationszahlen

    3.1 Oxidationszahl
    3.2 Vollständige Verbrennung von Kohlenstoff 
    3.3 Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff

    4 Weitere Redoxreaktionen

  •  

    Die Themen der 9. Klassenstufe, wie sie für dieses Jahr vorgesehen sind. Falls ich in Zukunft den Atombau schon in die 8. Klasse vorziehe, werden sich andere Themen aus der 8. Klasse hier finden.  

    Hier die Themen der 9. Klassenstufe. Verkürzt könnte man 3 Themenfelder aufzählen: 

    Atombau

    Redoxreaktionen

    Säure-Base-Reaktionen