Anorganische Chemie für Schüler/ Redoxreaktionen als Elektronenübergänge

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Einleitung

In Kapitel Metalle und Redoxreaktionen & Energiediagramm hast du Redoxreaktionen als Sauerstoffaustauschreaktion kennen gelernt. Das ist ein gutes Konzept, um viele chemische Reaktionen zu verstehen. Allerdings benötigen wir für einige komplexere Reaktionen ein erweitertes Konzept.

Als gutes Hilfsmittel haben sich dabei die Oxidationszahlen erwiesen. Sie sind den Wertigkeiten ähnlich und helfen chemische Vorgänge besser zu erkennen. Oft wird erst durch die Bestimmung der Oxidationszahlen einzelner Atome klar, welche chemische Reaktion abläuft. Regeln findest Du im Folgenden.

Zusatzinformationen:

Wikipedia-logo-v2.svg Redoxreaktion

Die Oxidationszahl- eine nützliche Hilfszahl

Wikipedia-logo-v2-de.svg
Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:
Oxidationszahl
  1. Oxidationszahlen werden über den Elementsymbolen als römische Ziffer notiert.
  2. Elemente haben stets die Oxidationszahl 0, z.B.:
    \mathrm{\overset{\operatorname \pm 0}H_2, \overset{\operatorname \pm 0}Au, \overset{\operatorname \pm 0}Cl_2}
  3. Sauerstoff besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl -II, z.B.:
    \mathrm{{\overset{\operatorname +I}H_2}{\overset{-II}{O}}, \ \overset{\operatorname +IV}S}{\overset{-II}{O_2}}, \ \mathrm{{\overset{\operatorname +II}Mg}{\overset{-II}{O}}}
  4. Wasserstoff besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl +I, z.B.:
    \mathrm{{\overset{\operatorname +I}H}{\overset{-I}{Cl}}, \ {\overset{\operatorname +I}H_2}{\overset{-II}{O}}, \ {\overset{\operatorname -III}N}{\overset{+I}{H_3}}}
  5. Atome, die Wasserstoff ersetzen erhalten positive Vorzeichen, z.B.:
    \mathrm{{\overset{\operatorname +I}Na}{\overset{-I}{Cl}}, \ {\overset{\operatorname +I}Li_2}{\overset{-II}{O}}}
  6. Atome, die Wasserstoff binden erhalten negative Vorzeichen, z.B.:
    \mathrm{{\overset{\operatorname +I}H}{\overset{-I}{F}}, \ {\overset{\operatorname +I}H_2}{\overset{-II}{S}}, \ {\overset{\operatorname -III}P}{\overset{+I}{H_3}}}
  7. Der Betrag der Oxidationszahl ergibt sich aus der Zahl der ersetzten bzw. gebundenen Wasserstoffatome.
  8. Die Summen der Oxidationszahl in Molekülen bzw. Verbindungen ergibt immer 0.
  9. Die Oxidationszahl der Elemente der ersten 3 Hauptgruppen in Verbindungen (!) ist immer positiv und entspricht der Hauptgruppennummer, z.B.:
    \mathrm{{\overset{\operatorname +III}{Al_2}}{\overset{-II}{O_3}}}
  10. Bei Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung. Somit haben auch Säurereste die der Ladung entsprechende Oxidationszahl, z.B.:
    \mathrm{\overset{\operatorname +I}Na^{+}, \ \overset{\operatorname +II}Mg^{2+}, \ \overset{\operatorname +III}Fe^{3+}}

Aufgaben:

  • Bestimme alle Oxidationszahlen:
H2O, MgO, Al2O3, NaCl, N2, NaOH, NH3, SO2, CaO, H2S, SO3, K2O, Na2CO3 , N2O3 , BaO2 , Cl2O4, K2SnO3, H2N2O2, CaB2O4, Cr2O42-, Cr2O72-, AsO43-, MnO4-, HOBr, HBrO2, HBrO3, HBrO4, SCl2, PCl3, BCl3, SnH4, SbCl5, SeF6

Säurereste und Oxidationszahlen

  • Die Säure HCl hat den Säurerest Cl- (Chlorid) ; Oxidationszahl ist -I
  • Die Säure H2SO4 hat den Säurerest SO4 2- (Sulfat) ; Oxidationszahl ist -II
  • Die Säure H3PO4 hat den Säurerest PO4 3- (Phosphat) ; Oxidationszahl ist -III
Prinzip: Die Oxidationszahl der Säurereste entspricht der Anzahl an Wasserstoffatomen (mit umgekehrtem Vorzeichen!)

Aufgaben

Bestimme alle Oxidationszahlen

Cu, NH4Cl, HBr, KBrO3, H2O, NaCl, H3PO4, Mg, I2, C6H12O6, CO2, HClO4, Al2(SO4)3, H2SO4, BaCl2, AgCl, AgNO3, AlCl3, CaCO3, CaCl2, Br2, Fe2O3, FeCl3, KHSO4, SO2, N2, NaNO3, NH3, KI, HCl

Bestimmung von Oxidationszahlen anhand der Strukturformel

Als Beispiel soll die Phosphorsäure (H3PO4) dienen:

Oxidationszahlen Phosphorsäure.svg
  • Zunächst wird die Lewis-Formel aufgezeichnet.
  • Anschließend werden die Elektronen den Atomen nach der Elektronegativität zugeordnet
  • Ausgehend von den Valenzelektronen kann man dann die Oxidationszahl berechnen. Beispiel: Sauerstoff besitzt normalerweise 6 Valenzelektronen (VI. Hauptgruppe). Auf Grund der höheren Elektronegativität des Sauerstoffs sind die Bindungselektronen zwischen dem Sauerstoff und dem Wasserstoff (oder dem Phosphor) dem Sauerstoff zuzuordnen. In der Bilanz erhält der Sauerstoff dadurch zusätzlich zu den 6 vorhandenen zwei weitere Elektronen. Daher ist die Oxidationszahl −II. Der Phosphor steht in der V. Hauptgruppe, hat also normalerweise 5 Valenzelektronen. Da diese alle dem Sauerstoff zugeordnet werden, „fehlen“ ihm fünf Elektronen und er erhält die Oxidationszahl +V.

Oxidation und Reduktion (=Elektronenübertragungsreaktionen)

Verbrennungen mit Sauerstoff

Versuchsbeschreibung
Beobachtung
Schlussfolgerung

1. Entzünden von Fe-Wolle

  • dunkelgraues Reaktionsprodukt Fe glimmt
  • Wärmeentwicklung

→ Verbrennung von Fe → exotherme Reaktion →Definition ein neuer Stoff ist entstanden

2. Verbrennung von Fe-Wolle in reinem Sauerstoff

  • siehe V1
  • Reaktion ist heftiger

\RightarrowSauerstoff ist d. Reaktionspartner \mathrm{4 \ Fe + 3 \ O_2 \longrightarrow Fe_2 O_3 + E}

3. Entzünden von Al-Pulver

  • Lichtblitz
  • weißes Produkt

\RightarrowAl verbrennt mit Sauerstoff \mathrm{4 \ Al + 3 \ O_2 \longrightarrow Al_2 O_3 + E}

Bisher: Antoine Laurent de Lavoisier (1743 - 1794, mit der Guillotine hingerichtet):

Die Vereinigung eines Elementes mit Sauerstoff nennt man Oxidation. Das Element wird dabei oxidiert, Sauerstoff ist das Oxidationsmittel. Verbrennungen sind ein Spezialfall der Oxidation, bei der Licht und Wärme freiwerden.

Die Umkehrung der Oxidation wird Reduktion genannt. Sie ist die Abgabe von Sauerstoff

"Verbrennungen" ohne Sauerstoff

Versuchsbeschreibung
Beobachtung
Schlussfolgerung

1. Reaktion von Al in Br2

  • Al verbrennt
  • weißer Feststoff als Produkt

\Rightarrow exotherme Reaktion \Rightarrow ein neuer Stoff ist entstanden \Rightarrow

2 Al + 3 Br2 \longrightarrow 2 AlBr3 + E

Stellt man nun die beiden letzten Reaktionen gegenüber, so sieht man, dass sie recht ähnlich sind. Es entstehen weiße Produkte unter Flammenerscheinung. Ist die zweite Reaktion dann etwa keine Redoxreaktion?

4 Al + 3 O2 \longrightarrow 2 Al2O3 + E
2 Al + 3 Br2 \longrightarrow 2 AlBr3 + E

Eine Gemeinsamkeit beider Reaktionen ist das Aluminium. Betrachtet man nun die Valenzelektronen (=Außenelektronen) genauer, so sieht man, dass Al 3 Außenelektronen hat.

\Rightarrow In beiden Salzen hat Al eine dreifach positive Ionenladung.

Gemeinsamkeit:   Oxidation: Al \longrightarrow Al3+ + 3 e-
Eine Elektronenabgabe wird als Oxidation bezeichnet. Die Elektronen werden vom Oxidationsmittel aufgenommen (neuere, allgemeinere Definition) Elektronen können aber nicht einfach so abgegeben werden. Es ist ein Reaktionspartner notwendig, der dieses Elektronen aufnimmt. Die Elektronenaufnahme wird als Reduktion bezeichnet. Die Elektronen werden vom Reduktionsmittel abgegeben.
Reduktion = Elektronenaufnahme Oxidationsmittel = Stoff der e^- aufnimmt
Oxidation = Elektronenabgabe Reduktionsmittel = Stoff der e^- abgibt
Reduktion und Oxidation laufen immer gleichzeitig ab. Man spricht von Redoxreaktionen.

Bei Redoxreaktionen werden Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes übertragen.

Redoxreaktionen sind also Elektronenübertragungsreaktionen.

Schritte zum Erstellen der Reaktionsgleichungen

Die folgenden Schritte sollen für Dich ein Rezept darstellen, nach dem Du vorgehen sollst, wenn Du in Zukunft Reaktionsgleichungen für Redoxreaktionen aufstellst. Bei den einfachen Aufgaben auf diesem Zettel kannst Du den Schritt 5 & 6 noch überspringen.

Eine kleine Warnung für alle Schnellrechner:

Überspringst Du später einen Schritt, wird das Ergebnis in der Regel falsch sein!

  1. Unvollständige Gleichung aus dem Experiment aufstellen (Ausgangsstoffe ?? Produkten)
  2. Oxidationszahlen ermitteln
  3. Teilgleichungen aufstellen
  4. Anzahl der jeweils aufgenommenen oder abgegebenen e- ermitteln
  5. Ladungsausgleich:
    1. in alkalischer Lösung mit (OH) (=Hydroxidionen)
    2. in saurer Lösung durch (H3O)+ (=Hydroniumionen)
  6. Stoffbilanz mit Wasser
  7. Elektronenanzahl der Teilgleichungen untereinander durch Multiplikation ausgleichen
  8. Teilgleichungen "addieren" und so die Gesamtgleichung aufstellen. Fast fertig!
  9. Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird
  10. Überprüfung der Gleichung durch Probe (Dazu zählt man wie oft jedes Element und jede Ladung auf beiden Seiten vorkommt - die Zahlen müssen immer gleich sein!)

Tipps (die Du eigentlich schon aus den letzten Kapiteln kennst):

  1. Nur Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff und die Elemente der 7. HG kommen als zweiatomiges Element vor: \Rightarrow H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2 (es gibt also niemals Fe2 oder Al4 als Element!)
  2. Überlege Dir immer gut, ob die Formel, die Du erstellt hast, überhaupt logisch ist und sie Dir bekannt vorkommt. Ein einfaches Zusammenzählen aller Atome ist nämlich nur sehr selten die richtige Lösung: z.B. verbrennt CH4 + O2 nicht zu CH4O2, sondern zu CO2 + H2O (Kohlenstoffdioxid und Wasser!)
Wenn ein Element, ein Ion oder ein Molekül e- AUFnimmt, ist das eine REDuktion. Wenn ein Element, ein Ion oder ein Molekül e- ABgibt, ist es eine Oxidation.

Hinweis: Wenn Du noch nicht soweit bist, komplette Reaktionsgleichungen aufzustellen, dann ist das noch nicht sooo schlimm - schlimm wird es, wenn Du aufgibst ;-)

In dem Fall zumindest alle Oxidationszahlen zuordnen und die Teilgleichungen der Elemente aufstellen, bei denen sich die Oxidationszahlen ändern. (also soweit machen, wie es geht!)

Aufgaben

Erstelle die Reaktionsgleichungen der folgenden Reaktionen und entscheide, ob es Redoxreaktionen sind. Bedenke: Redoxreaktionen liegen vor, wenn sich die Oxidationszahlen von Atomen ändern.

  1. Verbrennung von Fe zu Fe2O3
  2. Vereinigung von Aluminium mit Fluor zum Salz
  3. Verbrennung von Methan (CH4)
  4. Mg reagiert mit Brom [Br2] zum entsprechenden Bromid
  5. Bildung von P4O10 aus den Elementen

Zusatzinformationen:

Wikipedia-logo-v2.svg Redoxreaktion

Weitere Beispiele für Redoxreaktionen

Redoxreaktionen mit Elementen:

Als Schülerversuche Magnesium mit Schwefel und Magnesium mit Sauerstoff umsetzen:

2 Mg + O2 \longrightarrow 2 MgO + E
Mg + Br2 \longrightarrow MgBr2 + E
Mg + S \longrightarrow MgS + E


Schlussfolgerung
Das Mg-Atom reagiert bei Redoxreaktionen zum zweifach positiv geladenen Mg2+- Ion

Oxidation:  \qquad Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2 e^-

aus O2, Br2 und S entstehen negativ geladene Anionen.

Reduktion:  \qquad O_2 + 4 \ e^- \longrightarrow 2 \ O^{2-}
Reduktion:  \qquad Br_2 + 2 \ e^- \longrightarrow 2 \ Br^-
Reduktion:  \qquad S + 2 \ e^- \longrightarrow S^{2-}
In allen drei Fällen gibt Magnesium Elektronen ab und wird zum Mg2+-Ion. Diese Elektronenabgabe bezeichnet man als Oxidation. Die Elektronenaufnahme der Reaktionspartner nennt man Reduktion.

Redoxverhalten der Halogene

  • Cl2-Wasser + Hexan \longrightarrow Hexan färbt sich gelb
  • Br2-Wasser + Hexan \longrightarrow Hexan färbt sich braun
  • I2-Wasser + Hexan \longrightarrow Hexan färbt sich violett

Redoxverhalten von Wasserstoffperoxid

Versuchsbeschreibung
Beobachtung
Schlussfolgerung

H2O2 mit Kartoffel

  • Gasentwicklung, Nachweis durch Glimmspanprobe
  • Bei der Zersetzung von H2O2 entwickelt sich Sauerstoff.
  • Die Kartoffel enthält einen Stoff um Wasserstoffperoxid zu spalten. (Es handelt sich um das Enzym Wikipedia-logo-v2.svg Katalase)

\curvearrowright Grobe Idee in Worten: Wasserstoffperoxid \longrightarrow Sauerstoff

Reduktion: \mathrm{ {\color{green}\overset{-I}O} + e^- \longrightarrow { \color{red} O^{2-} } | \cdot 2}

Oxidation: \mathrm{2 \ {\color{green}\overset{-I}O} \longrightarrow {\color{blue}\overset{\operatorname \pm 0}O_2} + 2 \ e^-}


Redoxreaktion: \mathrm{2 \ \overset{+I}H_2 {\color{green} \overset{-I}O_2} \longrightarrow 2 \ \overset{\operatorname +I}H_2 { \color{red} \overset{-II}O } + { \color{blue} \overset{\operatorname \pm 0}O_2 } }

In Peroxiden kommt Sauerstoff ausnahmsweise in der Oxidationszahl -I vor.

Redoxreaktion von Kohlenstoff mit Schwefel

Versuchsbeschreibung
Beobachtung
Schlussfolgerung

Kohlenstoff in konzentrierter Schwefelsäure kochen

  • Kohlenstoff „verschwindet“
  • Geruch nach Schwefeldioxid
\rightarrow Kohlenstoff hat reagiert
\rightarrow es ist Schwefeldioxid entstanden
\rightarrow konzentrierte Schwefelsäure ist ein Oxidationsmittel

\curvearrowright Grobe Idee in Worten: Kohlenststoff + Schwefelsäure \longrightarrow Schwefeldioxid

Tipp zum Lösen der Gleichungen: Säuren in Reaktionsgleichungen zu Ionen dissoziieren!

\mathrm{C + SO_4^{2-} \longrightarrow CO_2 + SO_2 + 2 \ e^-}

Vereinfachte Redoxgleichung ohne Säure und Wasser

\mathrm{\overset{\pm 0}C + 2 \ \overset{+I}H_2 \overset{\operatorname +VI}S \overset{-II}O_4 \longrightarrow 2 \ \overset{\operatorname +IV}S \overset{-II}O_2 + \overset{\operatorname +IV}C \overset{\operatorname -II}O_2 + 2 \ \overset{\operatorname +I}H_2 \overset{-II}O}

vollständige Redoxreaktion
Aus dem Experiment kann man die Reaktionsprodukte bestimmen. Erst durch die Reaktionsgleichung kann man überprüfen, ob es theoretisch möglich ist, das Produkt zu bilden.

Hausaufgabe: Kupfer + Salpetersäure \longrightarrow Kupferoxid + Stickstoffdioxid

Eine Kupfermünze reagiert mit Salpetersäure heftig unter Bildung des giftigen Stickstoffdioxids. Stelle die Reaktionsgleichung auf:

  1. Ausgangsstoffe, Endstoffe: Cu + HNO3 \longrightarrow NO2 + CuO
  2. Oxidationszahlen bestimmen
  3. Teilgleichungen aufstellen
    Oxidation: Cu \longrightarrow CuO
    Reduktion: HNO3 \longrightarrow NO2
  4. Elektronenanzahl der jeweils aufgenommenen oder abgegebenen e- ermitteln
    Oxidation: Cu \longrightarrow CuO + 2 e-
    Reduktion: HNO3 + e- \longrightarrow NO2
  5. Ladungssumme ausgleichen
    Cu \longrightarrow CuO + 2 H3O+ 2 e-
    HNO3 + H3O+ + e- \longrightarrow NO2
  6. Stoffbilanz mit Wasser
    Cu + 3 H2O \longrightarrow CuO + 2 H3O+ 2 e-
    HNO3 + H3O+ + e- \longrightarrow NO2 + 2 H2O
  7. . Elektronenzahlen der Teilgleichungen untereinander ausgleichen (Reduktion mal 2)
    Cu + 3 H2O \longrightarrow CuO + 2 H3O+ 2 e-
    2 HNO3 + 2 H3O+ + 2e- \longrightarrow 2 NO2 + 4 H2O
  8. Teilgleichungen addieren
    Cu + 2 HNO3 \longrightarrow CuO + 2 NO2 + H2O
  9. Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird
    Cu + 2HNO3 \longrightarrow CuO + 2NO2 + H2O + E
  10. Probe
    Cu: 1/1
    H: 2/2
    O: 6/6
    N: 2/2

Reduktion von Kaliumdichromat

Versuchsbeschreibung
Beobachtung
Schlussfolgerung

Cr2O72- + Fe2+

  • orange Lösung färbt sich grün

\rightarrow es ist Cr3+ entstanden

Stelle die Reaktionsgleichung auf

Lösung - Kurzform:

1. (Cr2O7)2- \longrightarrow 2 Cr3+ ;
  Fe 2+ \longrightarrow Fe3+
2.  VI   -II          II              III         III
  (Cr2O7)2- + Fe2+ \longrightarrow Cr 3+ + Fe3+
3. ox: Fe2+ \longrightarrow Fe3+ + e-
  Cr2O72- + 6e-\longrightarrow 2 Cr3+
4. ox: Fe2+ \longrightarrow Fe3+ + e-
  Cr2O72- + 6e- 14 H3O+ \longrightarrow 2 Cr 3+
5. ox: Fe2+ \longrightarrow Fe3+ + e-
  Cr2O72- + 6e- 14 H3O+ \longrightarrow 2 Cr 3+ + 21 H2O
6. ox * 6

7. Cr2O72-+ 6 Fe 2+ 14 H3O+ \longrightarrow 2 Cr 3+ + 21 H2O + 6 Fe3+ +E

Reaktionen mit Manganionen

Mangan ist ein Element, welches in vielen verschiedenen Oxidationsstufen vorkommen kann. Dadurch sind sehr viele Reaktionen möglich. Mit Schwefeltrioxid reagiert es unterschiedlich je nach Säuregrad

Reaktion von Permanganat mit Sulfit:

1. In saurem Milieu: 2 MnO4- + 5 SO32- + 6 H3O+ \longrightarrow 2 Mn2+ + 5 SO42- + 9 H2O + E
2. In alkalischem Milieu: 2 MnO4- + SO32- + + 2 OH- \longrightarrow 2 (MnO4)2- + SO42- + H2O + E
3. In neutraler Lösung: 2 MnO4- + 3 SO32- + H2O \longrightarrow 2 MnO2 + 3 SO42- + 2 OH- + E

Erklärungen zu 2: Permanganat (VII) zu Manganat (VI)

ox: SO32- + 2 OH- \longrightarrow SO42- + H2O + 2e-    
red: MnO4- + e- \longrightarrow MnO42-   |* 2

______________________________________________

2 MnO4- + SO32- + 2 OH- \longrightarrow 2 MnO42- + SO42- + H2O + E

Damit die Gleichung im Labor möglich ist, müssen die Kationen ergänzt werden, so dass man weiß, welche Salze man verwenden kann

2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH \longrightarrow 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O + E

Chlordarstellung aus HCl und Permanganat

2 MnO4- + 16H+ + 10Cl- \longrightarrow 2 Mn2+ + 5Cl2 + 8 H2O + E

Die Farben der unterschiedlichen Manganionen

Mn7+ (VII) - z.B. (MnO4)- ist violett

Mn6+ (VI) - z.B. (MnO4)2- ist grün

Mn4+ (IV) - z.B. (MnO2) ist braun (MnO2 = Braunstein)

Mn2+ (II) - z.B. MnO ist farblos

Zusatzinformationen:

Wikipedia-logo-v2.svg Mangan

Übungsaufgaben Redoxreaktionen

  1. Formuliere für die angegebenen Reaktionen Teilgleichungen für die Oxidation und Reduktion und die Redoxgleichung für diese Reaktion.  Kennzeichne in der Redoxreaktion Reduktionsmittel und Oxidationsmittel.
    a) Aluminium reagiert mit Chlor zu Aluminiumchlorid.
    b) Leitet man Chlorgas in Ammoniakgas ein, so kommt es zur Bildung von Stickstoff und Chlorwasserstoffgas.
    c) Wenn man konzentrierte Schwefelsäure mit Kohlenstoff (C) erhitzt, dann entstehen Schwefeldioxid und ein anderes, farbloses Gas. Wenn man dieses Gas in Calciumhydroxidlösung ("Kalkwasser") leitet, entsteht eine weiße Trübung (Niederschlag).
    d) Schwefelwasserstoff wird in Chlorwasser eingeleitet. Als Reaktionsprodukt entstehen Chloridionen und ein gelber Feststoff.

Verfahre bei den folgenden Aufaben wie oben.

  1. 2 H2S + SO2 \longrightarrow 3 S + 2 H2O (Synproportionierung)
  2. 3 Br2 + 6 OH- \longrightarrow 5 Br- + BrO3- + 3H2O (Disproportionierung)
  3. Reaktion einer Kaliumpermanganatlösung mit Wasserstoffperoxidlösung im alkalischen Medium. Es entstehen Braunstein (MnO2) und Sauerstoff.
  4. Chlor reagiert mit Natronlauge. Es entstehen Chlorid und Hypochlorit (OCl-)
    Cl2 + 2 NaOH \longrightarrow NaCl + NaOCl + H2O (Disproportionierung)
  5. KMnO4 + Mn(OH)2 \longrightarrow MnO2 + KOH + H2O
  6. Natrium reagiert beim Kontakt mit Wasser zu Natronlauge und Wasserstoff
Oxidation: 2 Na \longrightarrow 2 Na+ + 2 e-
Reduktion: 2 H2O + 2 e- \longrightarrow 2 OH- + 2 H2

2 Na + 2 H2O \longrightarrow 2 Na+ + 2 OH- + H2

Tipp
Wenn ein Element oder ein Ion oder ein Molekül e- aufnimmt ist das eine Reduktion. Man kann sich das besser merken, wenn man daran denkt, dass das Molekül etwas negatives bekommt und die Oxidationszahl kleiner (reduziert) wird.
(Bei der Elektrolyse geschieht dies an der Kathode - nur dort!)
Wenn ein Element oder ein Ion oder ein Molekül e- abgibt ist es eine Oxidation
(Bei der Elektrolyse geschieht dies an der Anode - nur dort!)

Die Elektrolyse - eine erzwungene Redoxreaktion

V: Zn in I2-Lösung \longrightarrow Entfärbung

V: Zersetzung einer ZnI2-Lösung durch elektrischen Strom

Bedeutung von Redoxvorgängen

Beispiele aus der Natur:

Photosynthese: E + 6 CO2 + 6 H2O \longrightarrow C6H12O6 + 6 O2
Zellatmung: C6H12O6 + 6 O2 \longrightarrow 6 CO2 + 6 H2O + E
Alkoholische Gärung: C6H12O6 \longrightarrow 2 CO2 + 2 CH3CH2OH + E
Beispiele aus der Technik
  • Alle Formen der Metallgewinnung aus Erzen
  • Korrosionsprozesse (Rosten)
  • Stromerzeugung durch Batterien oder Akkumulatoren (z.B. Brennstoffzelle)

Übungsaufgaben

Redoxreaktionen ausgleichen bis der Arzt kommt ;)

  1. MnO4 + NO2 → Mn2+ + NO3
  2. ClO + CrO22− + OH → Cl + CrO42−
  3. HBrO3 + Bi → HBrO2 + Bi2O3
  4. Zn(s) + NO3 + → Zn2+ + NH3 + OH
  5. Ag + H2SO4 → Ag2SO4 + SO2
  6. Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + SO2
  7. Bi + HNO3 → Bi(NO3)3 + NO
  8. Cr2O72− + H2S → Cr3+ + S + OH
  9. Cu + HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + NO
  10. FeSO4 + HIO3 + H2SO4 → I2 + Fe2(SO4)3 + H2O
  11. MnO2 +Cl + H+ → H2O + Cl2 + Mn2+
  12. MnO4− + C2O42− + H3O+ → Mn2+ + CO2
  13. P + HNO3 + H2O → H3PO4 +NO
  14. PbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2
  15. SbH3 + OH → Sb(OH)4 + H2
  16. Sn + HNO3 → SnO2 + NO2
  17. SO2 + I2 + OH → SO3 + 2I
  18. SO32− + Sn2+ +H3O+ → SnS2 + Sn4+

Lösungen

  1. 2 MnO4 + 6 H+ + 5 NO2 → 2 Mn2+ + 3 H2O + 5 NO3
  2. 2 ClO + CrO22− → 2 Cl + CrO42−
  3. 3 HBrO3 + 2 Bi → 3 HBrO2 + Bi2O3
  4. 4 Zn(s) + NO3 + 6 H2O → 4 Zn2+ + NH3 + 9 OH
  5. 2 Ag + 2 H2SO4 → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
  6. 2 Al + 6 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 SO2 + 6 H2O
  7. Bi + 4HNO3 → Bi(NO3)3 + 2H2O + NO
  8. Cr2O72− + 3 H2S + H2O → 2 Cr3+ + 3 S + 8 OH
  9. 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
  10. 10 FeSO4 + 2 HIO3 + 5 H2SO4 → I2 + 5 Fe2(SO4)3 + 6 H2O
  11. MnO2 + 2 HCl + 2 H+ → 2 H2O + Cl2 + Mn2+
  12. 2 MnO4− + 5 C2O42− + 16 H3O+ → 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O
  13. 3 P + 5 HNO3 +2 H2O → 3 H3PO4 +5 NO
  14. PbO2 + 4 HCl → PbCl2 + Cl2 + 2 H2O
  15. SbH3 + OH + 3 H2O → Sb(OH)4 + 3 H2
  16. Sn + 4 HNO3 → SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O
  17. SO2 + I2 + 2 OH → SO3 - 2 I + H2O
  18. 2 SO32− + 6 Sn2+ + 12 H3O+ → SnS2 + 5 Sn4+ + 18 H2O
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