Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen (OZ) - GYP-Chemie
Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen (OZ) - GYP-Chemie
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<strong>Regeln</strong> <strong>zur</strong> <strong>Bestimmung</strong> <strong>der</strong> <strong>Oxidationszahlen</strong> (<strong>OZ</strong>)<br />
1. Die <strong>OZ</strong> <strong>der</strong> Atome in Elementen ist stets Null.<br />
0 0 0 <br />
Beispiele: H 2 Cl 2 S 8 <br />
2. Fluor hat in Verbindungen stets die <strong>OZ</strong> -‐1, Halogene haben meist die <strong>OZ</strong> -‐1<br />
-‐I -‐I -‐I <br />
Beispiele: HF NaF MgCl 2 <br />
3. Metalle <strong>der</strong> Hauptgruppen I bis III haben in Verbindungen eine positive <strong>OZ</strong> entsprechend<br />
ihrer Gruppennummer.<br />
+I +II +III <br />
Beispiele: NaCl MgCl 2 AlCl 3 <br />
4. Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen die <strong>OZ</strong> +1<br />
+I +I +I <br />
Beispiele: CH 4 NH 3 H 2 O <br />
... in Verbindung mit Metallen die <strong>OZ</strong> -‐1<br />
-‐I -‐I -‐I <br />
Beispiele: NaH MgH 2 AlH 3 <br />
5. Sauerstoff hat meist die <strong>OZ</strong> -‐2<br />
-‐II -‐II -‐II -‐II <br />
Beispiele: H 2 O NO SiO 2 Fe 2 O 3 <br />
Ausnahme! In Peroxiden besitzt Sauerstoff die <strong>OZ</strong> -‐1<br />
-‐I <br />
Beispiel: H 2 O 2 <br />
6. In Formeln von neutralen Molekülen und Salzen ist die Summe <strong>der</strong> <strong>Oxidationszahlen</strong> aller<br />
Teilchen gleich Null.<br />
+I +VI -‐II <br />
Beispiel: H 2 S O 4 <br />
+2 +6 -‐8= 0 <br />
Bei Atomionen entspricht die <strong>OZ</strong> <strong>der</strong> Ladung des Ions.<br />
-‐I -‐II +I +II <br />
Beispiele: F -‐ O 2-‐ Na + Mg 2+<br />
Bei Molekülionen entspricht die Summe <strong>der</strong> <strong>Oxidationszahlen</strong> aller Teilchen <strong>der</strong> Ladung des <br />
Ions. <br />
Beispiel: <br />
+VII -‐II <br />
MnO 4<br />
-‐<br />
-‐III +I <br />
+ <br />
NH 4<br />
+7 -‐8 =-‐1 -‐3 +4=+1
Das Aufstellen einer Redoxgleichung<br />
1. Anschreiben <strong>der</strong> Edukte und Produkte OHNE die Formel auszugleichen.<br />
Beispiel: <br />
-‐ <br />
MnO 4 + <br />
2-‐<br />
SO 3 à MnO 2 + <br />
2-‐<br />
SO 4<br />
2. Bestimmen <strong>der</strong> <strong>OZ</strong>!<br />
+VII -‐II +IV –II +IV -‐II +VI -‐II <br />
Beispiel: <br />
-‐<br />
MnO 4 + <br />
2-‐<br />
SO 3 à MnO 2 + <br />
2-‐<br />
SO 4<br />
3. Aufstellen <strong>der</strong> Teilgleichungen – Ermitteln des Reduktions-‐ bzw. Oxidationsvorgangs<br />
Regel: Bei <strong>der</strong> Oxidation werden Elektronen abgegeben! à Die <strong>OZ</strong> wird positiver! <br />
Bei <strong>der</strong> Reduktion werden Elektronen aufgenommen à Die <strong>OZ</strong> wird negativer! <br />
Aus dem obigen Beispiel folgt: <br />
+IV –II <br />
+VI -‐II <br />
Oxidation (Ox): <br />
2-‐<br />
SO 3 à <br />
2-‐<br />
SO 4 (S wird oxidiert! O bleibt unverän<strong>der</strong>t!) <br />
Reduktion(Red): <br />
I. Teilgleichung <strong>der</strong> Oxidation<br />
+VII -‐II +IV -‐II<br />
-‐ <br />
MnO 4 à MnO 2 (Mn wird reduziert! O bleibt unverän<strong>der</strong>t!) <br />
a) Anschreiben <strong>der</strong> Edukte und Produkte mit <strong>Oxidationszahlen</strong>.<br />
+IV –II <br />
+VI –II <br />
2-‐<br />
SO 3 à <br />
2-‐<br />
SO 4<br />
b) Ausgleichen <strong>der</strong> Oxidationszahl-‐Differenz durch Elektronen<br />
+IV –II <br />
+VI –II <br />
2-‐<br />
SO 3 à <br />
2-‐<br />
SO 4 + 2e -‐<br />
c) Ausgleich <strong>der</strong> Ladungsdifferenz durch Oxoniumionen bzw. Hydroxidionen (im sauren bzw.<br />
basischen Bereich à im Konkreten Beispiel mit Hydroxidionen!)<br />
+IV –II <br />
+VI –II <br />
2-‐<br />
SO 3 + 2OH -‐ à <br />
2-‐<br />
SO 4 + 2e -‐<br />
d) Stoffbilanz mit Wassermolekülen richtigstellen!<br />
+IV –II <br />
+VI –II <br />
2-‐<br />
SO 3 + 2OH -‐ à <br />
2-‐<br />
SO 4 + 2e -‐ + H 2 O <br />
II. Teilgleichung <strong>der</strong> Reduktion<br />
a) Anschreiben <strong>der</strong> Edukte und Produkte mit <strong>Oxidationszahlen</strong>.<br />
+VII -‐II +IV -‐II<br />
-‐ <br />
MnO 4 à MnO 2 <br />
b) Ausgleichen <strong>der</strong> Oxidationszahl-‐Differenz durch Elektronen<br />
+VII -‐II +IV -‐II<br />
MnO 4<br />
-‐ <br />
+ 3e -‐ à MnO 2 <br />
c) Ausgleich <strong>der</strong> Ladungsdifferenz durch Oxoniumionen bzw. Hydroxidionen (im sauren bzw.<br />
basischen Bereich à im konkreten Beispiel mit Hydroxidionen!<br />
+VII -‐II +IV -‐II<br />
MnO 4<br />
-‐ <br />
+ 3e -‐ à MnO 2 +4OH -‐<br />
d) Stoffbilanz mit Wassermolekülen richtigstellen!<br />
+VII -‐II +IV -‐II<br />
MnO 4<br />
-‐ <br />
+ 3e -‐ + 2H 2 O à MnO 2 +4OH -‐
III. Richtigstellen <strong>der</strong> Redoxgleichung<br />
a) Beim Richtigstellen <strong>der</strong> Redoxgleichung muss die Anzahl <strong>der</strong> Elektronen auf beiden<br />
Seiten des Reaktionspfeiles gleich sein. Ist dies nicht <strong>der</strong> Fall, so wird das kleinste<br />
gemeinsame Vielfache <strong>der</strong> Elektronenanzahl von Reduktion und Oxidation<br />
ermittelt.<br />
Ox: <br />
Red:<br />
+VII -‐II +IV –II +IV -‐II +VI -‐II <br />
-‐ <br />
MnO 4 + <br />
2-‐<br />
SO 3 à MnO 2 + <br />
2-‐<br />
SO 4<br />
2-‐<br />
SO 3 + 2OH -‐ à <br />
2-‐<br />
SO 4 + 2e -‐ + H 2 O |*3 <br />
-‐ <br />
MnO 4 + 3e -‐ + 2H 2 O à MnO 2 + 4OH -‐ |*2 <br />
b) Aufstellen <strong>der</strong> fertigen Redoxgleichung. Die Reduktions-‐ und Oxidationsgleichungen<br />
werden zusammengefügt. Dabei werden Teilchen die sich auf den gleichen Seiten <strong>der</strong><br />
Reaktionspfeile befinden addiert und solche die sich auf unterschiedlichen Seiten befinden<br />
subtrahiert.<br />
+VII -‐II +IV –II +IV -‐II +VI -‐II <br />
-‐ <br />
MnO 4 + <br />
2-‐<br />
SO 3 à MnO 2 + <br />
2-‐<br />
SO 4<br />
Ox: <br />
2-‐<br />
3SO 3 + 6OH -‐ à <br />
2-‐<br />
3SO 4 + 6e -‐ + 3H 2 O <br />
Red:<br />
-‐<br />
2MnO 4 + 6e -‐ + 4H 2 O à 2MnO 2 + 8OH -‐<br />
Redox: 2MnO 4<br />
-‐<br />
+ 3SO 3 2-‐ + H 2 O à 2MnO 2 +3SO 4<br />
2-‐<br />
+2OH -‐<br />
IV. Beispielreaktion im sauren Milieu<br />
+VII -‐II +IV –II +II +VI -‐II<br />
-‐ <br />
MnO 4 + <br />
2-‐<br />
SO 3 à Mn 2+ + <br />
2-‐<br />
SO 4<br />
Ox: <br />
2-‐<br />
5SO 3 + 15H 2 O à <br />
2-‐<br />
5SO 4 + 10e -‐ + 10H 3 O +<br />
Red: <br />
-‐<br />
2MnO 4 + 10e -‐ + 16H 3 O + à 2Mn 2+ + 24H 2 O <br />
RedOx: 2MnO 4<br />
-‐<br />
+5SO 3 2-‐ +6H 3 O + à 2Mn 2+ + 5SO 4 2-‐ + 9H 2 O<br />
Übungsaufgaben<br />
1. Redoxreaktionen in saurer Lösung: <br />
• Cr 2 O 7<br />
2-‐<br />
+ H 2 S à Cr 3+ + S <br />
-‐ <br />
• Cu + NO 3 à Cu 2+ + NO <br />
2. Redoxreaktionen in basischer Lösung: <br />
-‐ <br />
• ClO 2 à ClO 2 + Cl -‐<br />
-‐<br />
• MnO 4 + I -‐ 2-‐<br />
à MnO -‐<br />
4 + IO 4
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