Anorganische Chemie für Schüler: Redoxreaktionen als Elektronenübergänge

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Hoch zur anorganischen Chemie für Schüler, Viertes Kapitel - Erweiterter Kurs I

Kapitel 15: Redoxreaktionen als Elektronenübergänge

Inhaltsverzeichnis

1 Einleitung
- 1.1 Zusatzinformationen:
2 Die Oxidationszahl- eine nützliche Hilfszahl
- 2.1 Aufgaben:
- 2.2 Zusatzinformationen
3 Säurereste und Oxidationszahlen
- 3.1 Aufgaben
4 Oxidation und Reduktion (=Elektronenübertragungsreaktionen)
5 Schritte zum Erstellen der Reaktionsgleichungen
- 5.1 Aufgaben
- 5.2 Zusatzinformationen:
6 Weitere Beispiele für Redoxreaktionen
- 6.1 Redoxreaktionen mit Elementen:
- 6.2 Redoxverhalten der Halogene
7 Redoxverhalten von Wasserstoffperoxid
8 Redoxreaktion von Kohlenstoff mit Schwefel
- 8.1 Hausaufgabe: Kupfer + Salpetersäure Kupferoxid + Stickstoffdioxid
9 Reaktionen mit Manganionen
10 Übungsaufgaben Redoxreaktionen
11 Die Elektrolyse - eine erzwungene Redoxreaktion
12 Bedeutung von Redoxvorgängen
13 Übungsaufgaben, bis der Arzt kommt ;-)
- 13.1 Lösungen:

[Bearbeiten] Einleitung

In Kapitel 10 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.

[Bearbeiten] Zusatzinformationen:

Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:

Redoxreaktion

[Bearbeiten] Die Oxidationszahl- eine nützliche Hilfszahl

1. Oxidationszahl werden über den Elementsymbolen als römische Ziffer notiert

2. Elemente haben stets die Oxidationszahl 0

Cl,

H 2

,

Au

3. Sauerstoff besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl -II

	II -II	I -II	IV -II
z.B.:	MgO,	$H 2 O$ ,	$S O 2$

4. Wasserstoff besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl +I

	I -I	I -II	-III I
z.B.:	HCl,	$H 2 O$ ,	$N H 3$

5. Atome, die Wasserstoff ersetzen erhalten positive Vorzeichen

	I -I	I -II
z.B.:	NaCl,	$L i 2 O$ ,

6. Atome, die Wasserstoff binden erhalten negative Vorzeichen

	I -I	I -II	-III I
z.B.:	HF,	$H 2 S$ ,	$P H 3$

7. Der Betrag der Oxidationszahl ergibt sich aus der Zahl der ersetzten bzw. gebundenen Wasserstoffatome

z.B.: s.o.

8. Die Summen der Oxidationszahl in Molekülen bzw. Verbindungen ergibt immer 0

z.B.: s.o.

9. Die Oxidationszahl der Elemente der ersten 3 Hauptgruppen in Verbindungen (!) ist immer positiv und entspricht der Hauptgruppennummer

	I -I	II -II	IV -II
z.B.:	NaCl,	$M g O$ ,	$A l 2 O 3$

10. Bei Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung. Somit haben auch Säurereste die der Ladung entsprechende Oxidationszahl

	I	II	III	-II
z.B.:	$N a +$ ,	$M g 2 +$ ,	Fe³⁺,	S^2-

[Bearbeiten] Aufgaben:

Bestimme alle Oxidationszahlen

H₂O, MgO, Al₂O₃, NaCl, N₂, NaOH, NH₃, SO₂, CaO, H₂S, SO₃, K₂O, Na₂CO₃ , N₂O₃ , BaO₂ , Cl₂O₄, K₂SnO₃, H₂N₂O₂, CaB₂O₄, Cr₂O₄^2-, Cr₂O₇^2-, AsO₄^3-, MnO₄^-, HOBr, HBrO₂, HBrO₃, HBrO₄, SCl₂, PCl₃, BCl₃, SnH₄, SbCl₅, SeF₆

[Bearbeiten] Zusatzinformationen

Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:

Oxidationszahlen

[Bearbeiten] 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 Wasserstoffen (mit umgekehrtem Vorzeichen!)

[Bearbeiten] 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

[Bearbeiten] Oxidation und Reduktion (=Elektronenübertragungsreaktionen)

a) Verbrennungen mit Sauerstoff

Versuchsbeschreibung

Beobachtung

Schlussfolgerung

1. Entzünden von Fe-Wolle

dunkelgraues Reaktionsprodukt Fe glimmt
Wärmeentwicklung

$\Rightarrow$ Verbrennung von Fe
$\Rightarrow$ exotherme Reaktion
$\Rightarrow$ ein neuer Stoff ist entstanden

2. Verbrennung von Fe-Wolle in reinem O₂

siehe V₁
Reaktion ist heftiger

$\Rightarrow$ Sauerstoff ist d. Reaktionspartner

4Fe

+

3O₂

$\longrightarrow$

2Fe₂O₃

+

E

3. Entzünden von Al-Pulver

Lichtblitz
weißes Produkt

$\Rightarrow$ Al verbrennt mit Sauerstoff

4Al

+

3O₂

$\longrightarrow$

2Al₂O₃

+

E

Bisher: Antoine Laurent de Lavoisier (1743 - 1794, mit 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

b) "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
$\Rightarrow$

2Al

+

3Br₂

$\longrightarrow$

2AlBr₃

+

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?

4Al

+

3O₂

$\longrightarrow$

2Al₂O₃

+

E

2Al

+

3Br₂

$\longrightarrow$

2AlBr₃

+

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 3fach positive Ionenladung.

Gemeinsamkeit:

ox: 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.

[Bearbeiten] 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!

Unvollständige Gleichung aus dem Experiment aufstellen (Ausgangsstoffe ?? Produkten)
Oxidationszahlen ermitteln
Teilgleichungen aufstellen
Anzahl der jeweils aufgenommenen oder abgegebenen e- ermitteln
Ladungsausgleich:
1. in alkalischer Lösung mit (OH)- (=Hydroxidionen)
2. in saurer Lösung durch (H₃O)+ (=Hydroniumionen)
Stoffbilanz mit Wasser
Elektronenanzahl der Teilgleichungen untereinander durch Multiplikation ausgleichen
Teilgleichungen "addieren" und so die Gesamtgleichung aufstellen. Fast fertig!
Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird
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):

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!)
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!)

[Bearbeiten] Aufgaben

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

Verbrennung von Fe zu Fe₂O₃
Vereinigung von Aluminium mit Fluor zum Salz
Verbrennung von Methan (CH₄)
Mg reagiert mit Brom [Br_2] zum entsprechenden Bromid
Bildung von P₄O₁₀ aus den Elementen

[Bearbeiten] Zusatzinformationen:

Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:

Redoxreaktion

[Bearbeiten] Weitere Beispiele für Redoxreaktionen

[Bearbeiten] Redoxreaktionen mit Elementen:

Als Schülerversuche

Mg + S

Mg + O

2Mg

+

O₂

$\longrightarrow$

2MgO

+

E

Mg

+

Br₂

$\longrightarrow$

MgBr₂

+

E

Mg

+

S

$\longrightarrow$

MgS

+

E

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

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

Aus O₂, Br₂ und S entstehen negativ geladene Anionen.

red: $\qquad O_2 + 4 e^- \longrightarrow 2O^{2-}$
red: $\qquad Br_2 + 2 e^- \longrightarrow 2Br^-$
red: $\qquad S + 2 e^- \longrightarrow S^{2-}$

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.

[Bearbeiten] 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

[Bearbeiten] Redoxverhalten von Wasserstoffperoxid

Versuchsbeschreibung	Beobachtung	Schlussfolgerung
H₂O₂ mit Kartoffel	Gasentwicklung, Nachweis durch Glimmspanprobe	Bei der Zersetzung von H₂O₂ entwickelt sich Sauerstoff

	-I		-II
ox:	2O	$\longrightarrow$	O₂ + e^-
	IV		-IV
red:	O + e^-	$\longrightarrow$	O^2-	\|* 2

______________________________________________

2H₂O₂ $\longrightarrow$ O₂ + H₂O + E

[Bearbeiten] 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

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

$\curvearrowright$

C

+

2H₂SO₄

$\longrightarrow$

2SO₂

+

CO₂

C

+

2H⁺| style="border:none; padding:0em 0.5em 0em 0.5em; " |+

2H⁺

$\longrightarrow$

2SO₂

+

CO₂

Teilgleichungen:

	0		IV
ox:	C + 2 H₂O	$\longrightarrow$	CO₂ + 4e^- + 4H⁺
	IV		-IV
red:	SO₄^2- + 2e^- + 4H⁺	$\longrightarrow$	SO₂ + 4e^- + 2H₂0	\|* 2

______________________________________________

C + 2H₂SO₄ $\longrightarrow$ 2SO₂ + CO₂ + 2H₂O

Damit man nicht nachträglich durcheinander kommt, wird die erste, ursprüngliche Gleichung - die ja im Grunde falsch ist und nur ein erster Entwurf war - in Klammern gesetzt.

Ohne Teilgleichungen kann man die Reaktionsgleichung für derart komplexe Reaktion nicht korrekt erstellen!

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

[Bearbeiten] 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

ox: Cu $\longrightarrow$ CuO

red: HNO₃ $\longrightarrow$ NO₂

4. Elektronenanzahl der jeweils aufgenommenen oder abgegebenen e- ermitteln

ox: Cu $\longrightarrow$ CuO + 2 e^-

red: 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^-

2HNO₃ + 2H₃O⁺ + 2e^- $\longrightarrow$ 2NO₂ + 4 H₂O

8.Teilgleichungen addieren

Cu + 2HNO₃ $\longrightarrow$ CuO + 2NO₂ + 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
Cr₂O₇^2- + 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^-
	Cr₂O₇^2- + 6e^- $\longrightarrow$ 2 Cr³⁺
4.	ox: Fe²⁺ $\longrightarrow$ Fe³⁺ + e^-
	Cr₂O₇^2- + 6e^- 14 H₃O⁺ $\longrightarrow$ 2 Cr ³⁺
5.	ox: Fe²⁺ $\longrightarrow$ Fe³⁺ + e^-
	Cr₂O₇^2- + 6e^- 14 H₃O⁺ $\longrightarrow$ 2 Cr ³⁺ + 21 H₂O
6.	ox * 6

7.	Cr₂O₇^2-+ 6 Fe ²⁺ 14 H₃O⁺ $\longrightarrow$ 2 Cr ³⁺ + 21 H₂O + 6 Fe³⁺ +E

[Bearbeiten] 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

[Bearbeiten] Reaktion von Permanganat mit Sulfit:

1. In saurem Milieu:	2 MnO₄^- + 5 SO₃^2- + 6 H₃O⁺	$\longrightarrow$ 2 Mn²⁺ + 5 SO₄^2- + 9 H₂O + E
2. In alkalischem Milieu:	2 MnO₄^- + SO₃^2- + + 2 OH^-	$\longrightarrow$ 2 (MnO₄)^2- + SO₄^2- + H₂O + E
3. In neutraler Lösung:	2 MnO₄^- + 3 SO₃^2- + H₂O	$\longrightarrow$ 2 MnO₂ + 3 SO₄^2- + 2 OH^- + E

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

ox:	SO₃^2- + 2 OH^-	$\longrightarrow$	SO₄^2- + H₂O + 2e^-
red:	MnO₄^- + e^-	$\longrightarrow$	MnO₄^2-		\|* 2

______________________________________________

2 MnO₄^- + SO₃^2- + 2 OH^- $\longrightarrow$ 2 MnO₄^2- + SO₄^2- + 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

[Bearbeiten] Chlordarstellung aus HCl und Permanganat

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

[Bearbeiten] 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

[Bearbeiten] Zusatzinformationen:

Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:

Mangan

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

ox:	2Na	$\longrightarrow$	2 Na⁺ + 2e^-
red:	2H₂O + 2 e^-	$\longrightarrow$	2 OH^- + 2H₂

______________________________________________

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.

(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!)

[Bearbeiten] Die Elektrolyse - eine erzwungene Redoxreaktion

V: Zn in I₂-Lösung $\longrightarrow$ Entfärbung

V: Zersetzung einer ZnI₂-Lösung durch elektrischen Strom

[Bearbeiten] Bedeutung von Redoxvorgängen

Beispiele aus der Natur:

Photosynthese:	E + 6 CO₂ + 6H₂O	$\longrightarrow$	C₆H₁₂O₆ + 6O₂
Zellatmung:	C₆H₁₂O₆ + 6O₂	$\longrightarrow$	6CO₂ + 6H₂O +E
Alkoholische Gärung:	C₆H₁₂O₆	$\longrightarrow$	2CO₂ + 2CH₃CH₂OH +E

Beispiele aus der Technik:

Alle Formen der Metallgewinnung aus Erzen

Korrosionsprozesse

Stromerzeugung durch Batterien oder Akkumulatoren (z.B. Brennstoffzelle)

[Bearbeiten] Übungsaufgaben, bis der Arzt kommt ;-)

MnO₄^- + NO₂^- $\longrightarrow$ Mn²⁺ + NO₃^-

ClO^- + CrO₂^2- + OH^- $\longrightarrow$ Cl^- + CrO₄^2-

HBrO₃ + Bi $\longrightarrow$ HBrO₂ + Bi₂O₃

Zn(s) + NO₃^- + $\longrightarrow$ Zn²⁺ + NH₃ + OH^-

Ag + H₂SO₄ $\longrightarrow$ Ag₂SO₄ + SO₂

Al + H₂SO₄ $\longrightarrow$ Al₂(SO₄)₃ + SO₂

Bi + HNO₃ $\longrightarrow$ Bi(NO₃)₃⁺ + NO

Cr₂O₇^2- + H₂S $\longrightarrow$ Cr³⁺ + S + OH^-

Cu + HNO₃ $\longrightarrow$ 3 Cu(NO₃)₂ + NO

FeSO₄ + HIO₃ + H₂SO₄ $\longrightarrow$ I₂ + Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

MnO₂ +Cl^- + H⁺ $\longrightarrow$ H₂O + Cl₂ + Mn²⁺

MnO₄- + C₂O₄^2- + H₃O⁺ $\longrightarrow$ Mn²⁺ + CO₂

P + HNO₃ + H₂O $\longrightarrow$ H₃PO₄ +NO

PbO₂ + HCl $\longrightarrow$ PbCl₂ + Cl₂

SbH₃ + OH^- $\longrightarrow$ Sb(OH)₄^- + H₂

Sn + HNO₃ $\longrightarrow$ SnO₂ + NO₂

SO₂ + I₂ + OH^- $\longrightarrow$ SO₃ + 2I^-

SO₃^2- + Sn⁺ +H₃O⁺ $\longrightarrow$ SnS₂ + Sn⁴⁺

[Bearbeiten] Lösungen:

2MnO₄^- + 6H⁺ + 5NO₂^- $\longrightarrow$ 2Mn²⁺ + 3H₂O + 5NO₃^-

3ClO^- + 2CrO₂^2- + 2 OH^- $\longrightarrow$ 3Cl^- + 2CrO₄^2- + H₂O

3HBrO₃ + 2Bi $\longrightarrow$ 3HBrO₂ + Bi₂O₃

4Zn(s) + NO₃^- + 6H₂O $\longrightarrow$ 4Zn²⁺ + NH₃ + 9OH^-

Ag + 2H₂SO₄ $\longrightarrow$ Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

Al + 6H₂SO₄ $\longrightarrow$ Al₂(SO₄)₃ + SO₂ + 6H₂O

Bi + 4HNO₃ $\longrightarrow$ Bi(NO₃)₃ + 2H₂O + NO

Cr₂O₇^2-+ H₂S $\longrightarrow$ Cr³⁺ + S + OH^-

Cu + 8HNO₃ $\longrightarrow$ 3 Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

10FeSO₄ + 2HIO₃ + 5H₂SO₄ $\longrightarrow$ I₂ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

MnO₂ +2Cl^- + 4H⁺ $\longrightarrow$ 2H₂O + Cl₂ + Mn²⁺

2MnO₄- + 5C₂O₄^2- + 16H₃O⁺ $\longrightarrow$ 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O

P + 5HNO₃ +2H₂O $\longrightarrow$ 3H₃PO₄ +5NO

PbO₂ + 4HCl $\longrightarrow$ PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

SbH₃ + OH^- + H₂O $\longrightarrow$ Sb(OH)₄^- + H₂

Sn + 4HNO₃ $\longrightarrow$ SnO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

SO₂ + I₂ + 2OH^- $\longrightarrow$ SO₃ + 2I^- + H₂O

SO₃^2- + 6Sn₂+ +12H₃O+ $\longrightarrow$ SnS₂ + 5Sn₄⁺ + 18H₂O

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