Vorkurs Chemie für Studierende der Fakultät für Chemie und Pharmazie - 4. Slideset - Redoxchemie

Daniel Bellinger

12.04.2019

Heute: Redoxchemie

Oxidation und Reduktion

Disproportionierung und Komproportionierung

Aufstellen von Redoxgleichungen

Redoxchemie - Wichtig!!:)

Batterien/Akkus

zylindrische Lithiumzelle, von Rudolf Simon @ CC BY-SA 3.0 DE
zylindrische Lithiumzelle, von Rudolf Simon @ CC BY-SA 3.0 DE

….

und viele Anwendungsbereiche mehr

Definition

  • historische Definition der Oxidation: Aufnahme von Sauerstoff -> Verbrennungsprozesse, “Rosten”
  • Reduktion: Entfernen von Sauerstoff

Oxidation

  • Elektronenabgabe

Reduktion

  • Elektronenaufnahme

Redoxreaktion

  • Reduktion und Oxidation treten immer paarweise auf –> da nur \(e^-\) aufgenommen werden können, wenn irgendwo welche abgegeben werden
  • Oxidation: \(A \rightarrow A^+ + e^-\)
  • Reduktion: \(B+e^- \rightarrow B^-\)

Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungsreaktionen

Oxidationszahlen

  • formale Beschreibung von Redox-Prozessen
  • (“fiktive”) Ladungen für Atome (in Verbindungen)

  • Die Oxidationszahl eines einzelnen Atoms oder im elementaren Zustand ist Null

  • Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions in einer ionischen Verbindung entspricht der Ladung

Beispiele Ox.zahlen Atome und Ionen

0 0 0 0 0
\(H_2\) \(O_2\) \(Cl_2\) \(Al\) \(S_8\)

Verbindung auftretende Ionen Oxidationszahl (Kation) Oxidationszahl (Anion)
\(NaCl\) \(Na^+,Cl^-\) \(Na^+(+I)\) \(Cl^-(-I)\)
\(CaO\) \(Ca^{2+},O^{2-}\) \(Ca^{2+}(+II)\) \(O^{2-}(-II)\)
\(Fe_3O_4\) \(2Fe^{3+},Fe^{2+},4O^{2-}\) \(Fe_3(+8/3)\) \(O_4^-(-II)\)

Kovalente Verbindungen

  • hier wird das Molekül gedanklich in Ionen aufgespalten
  • elektronegativere Partner erhält Elektronen zugeordnet
  • wenn beide vom gleichen Atomtyp sind, bekommen beide die Hälfte der Bindungselektronen

Beispiele Ox.zahlen kov. Verbindungen

Verbindung fiktive Ionen Ox.zahl fikt.
Kation(en)
Ox.zahl fikt. Anion(en)
\(HCl\) \(H^+,Cl^-\) \(H(+I)\) \(Cl(-I)\)
\(H_2O_2\) \(2H^+,2O^-\) \(H_2(+I)\) \(O_2(-I)\)
\(HNO_3\) \(H^+,N^{5+},3O^{2-}\) \(H(+I),N(+5)\) \(O_3(-II)\)

Regeln zu Oxidationszahlen …

  • Die Summe aller Oxidationszahlen muss Null ergeben oder Ladung des Ions
  • Sauerstoff meistens -2
  • H kann +I,-I und 0 annehmen
  • F immer -I

Ox.Zahl “berechnen”

  • Welche Oxidationszahl hat das P-Atom in \(H_3PO_4\)?
  • hier kann man einige Vorüberlegungen machen:
  • Summe der Ox.Zahlen == O
  • H kann theoretisch -1,0,+1 annehmen, aber in Verbindung mit Nichtmetallen +1
  • O meistens -2 als zweitelektronegativstes Element

Rechnung für P

\[ 3 \cdot (OxZahl(H))+(OxZahl(P))+4\cdot(OxZahl(O))=0 \]

\[ 3\cdot(+1)+(OxZahl(P))+4\cdot(-2)=0 \]

\[ (OxZahl(P))=+5 \]

Ox.Zahl “berechnen” 2

  • Welche Oxidationszahl haben die Cr-Atome im Dichromation (\(Cr_2O_7^{2-}\))?
  • Pingo6

Oxidationszahlen in organischen Verbindungen

  • einige andere Regeln… besonders für Kohlenstoff
  • C kann Werte zwischen -IV und +IV annehmen
  • H meist +I (außer in Hydriden -I)
  • O meist -II
  • Halogen -I
  • N meist -II (häufige Ausnahmen sind Nitro- und Nitrosogruppen)

Ermittlung der Ox.Zahl für C

  • Die Summe aller Oxidationszahlen im Molekül muss Null ergeben oder Ladung des Ions

  • liegt eine Bindung zu einem gleichen Bindungspartner vor, so wird diese nicht mit gezählt (benachbarte Kohlenstoff-Atome verhalten sich neutral).

  • Für jede Bindung zu einem elektropositiveren Partner und auch für jede positive Ladung in der Verbindung wird -1 addiert. Doppelbindungen zählen dabei zweifach.

  • Für jede Bindung zu einem elektronegativeren Partner und auch für jede negative Ladung in der Verbindung wird +1 addiert. Doppelbindungen zählen dabei zweifach.

Bsp. C-Verbindungen

Redoxreaktionen und Ox.zahl

Oxidation –> \(e^-\)-Abgabe –> Oxidationszahl des oxidierten Teilchens erhöht sich

Reduktion –> \(e^-\)-Aufnahme –> Oxidationszahl des reduzierten Teilchens wird kleiner

Redoxreaktionen

Redoxreaktionen Begrifflichkeiten

  • Reduktionsmittel sind Substanzen, die Elektronen abgeben bzw. denen Elektronen entzogen werden. Sie selbst werden bei diesem Vorgang oxidiert.
  • Bsp.: \(Zn, Na, C, H\) –> \(Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-\)

  • Oxidationsmittel sind Substanzen, die dem Reaktionspartner Elektronen entziehen und damit dessen Oxidation bewirken. Sie selbst werden bei diesem Vorgang reduziert.
  • Bsp.: \(O, Cl, HNO_3, KMnO_4, S\) –> \(S+2e^- \rightarrow S^{2-}\)

Disproportionierung und Komproportionierung

Disproportionierung

Redoxreaktion bei der ein Element in einer Verbindung gleichzeitig oxidiert und reduziert wird –> zwei Produkte mit unterschiedlichen Oxidationszahlen
\(3Br_2 + 6OH^- \rightarrow 5Br^- +BrO_3^- + 3H_2O\)

Komproportionierung

Gegenstück zur Disproportionierung \(2MnO_4^-+3Mn^{2+}+4OH^- \rightarrow 5MnO_2 +2H_2O\)

Thermitreaktion

Thermitreaktion

\(BaO_2+Mg \rightarrow BaO + MgO\) - Zündgemisch
\(Fe_2O_3+2Al \rightarrow 2Fe + Al_2O_3\) - Thermitgemisch

Redoxgleichungen aufstellen

Redoxgleichungen aufstellen

  • Elektronenbilanz und Summe der Teilgleichungen bilden

Allgemeine Vorgehensweise

Rezept

  1. Oxidationsstufen bestimmen
  2. Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen
  3. Elektroneutralität
  4. Ausgleich der elektrischen Ladungen, Atomausgleich
  5. Elektronenbilanz
  6. Summe der Teilgleichungen bilden
  7. “Kürzen”
  8. Check: Gleiche Anzahl der jeweiligen Elemente auf beiden Seiten? Gesamtladung gleich?

Beispiel an der Tafel

Fragen ?