7.1.1 Was sind Redoxreaktionen?

KSH-Chemie 7 Redoxreaktionen
7.1 Reduktion und Oxidation
Oxidation = Elektronenabgabe
Reduktion = Elektronenaufnahme
7.1.1 Was sind Redoxreaktionen?
Redoxreaktion = Elektronenübertragungsreaktion; die Reduktion eines Teilchens ist immer
begleitet von der Oxidation eines anderen Teilchens.
Oxidationsmittel = Teilchen, welches Oxidation eines anderen Teilchens bewirkt, also selber
reduziert wird.
Reduktionsmittel = Teilchen, welches Reduktion eines anderen Teilchens bewirkt, also selber
oxidiert wird.
Oxidierte Form = elektronenärmere Form eines Teilchens, z.B. Zn 2+ , Br 2
Reduzierte Form = elektronenreichere Form eines Teilchens, z.B. Zn, Br -
Aufgabe 1 Setze die Schutzbrille auf. Fülle ca. 10 mL Salzsäure aus der bereitliegenden
Tropfflasche in das Becherglas. Gib das Magnesium in die Lösung. Was ist zu
beobachten? Was passiert mit den Magnesium-Atomen?
Aufgabe 2 Welches ist die oxidierte, welches die reduzierte Form?
a) Mg 2+ /Mg b) O 2/O 2-
c) H 2/H + d) Ag/Ag +
Aufgabe 3 Formuliere die Reaktionsgleichung des Reduktions-, des Oxidationsvorganges sowie
der Gesamtreaktion der folgenden Redoxreaktion: Magnesium reagiert mit Fluor.
Aufgabe 4 Im Folgenden ist eine Redoxreaktion beschrieben. Bestimme mit Hilfe der Ladungen
der einzelnen Teilchen vor und nach dem Vorgang das Reduktions- und das
Oxidationsmittel. Notiere dann die Reaktionsgleichung der Reduktion und der
Oxidation separat. PbO 2(s) + Pb (s) 2 PbO (s)
P. Good 1

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7.1 Reduktion und Oxidation
Die Thermit-Reaktion – ein Beispiel für eine Redoxreaktion
Die Thermitreaktion wird beim Verschweissen von Schienen angewandt. Dabei wird aus Eisenerz
(z.B. Eisen(III)-oxid) durch Reaktion mit Aluminiumpulver elementares Eisen gebildet. Da die
Reaktion stark exotherm ist, entsteht eine grosse Hitze, welche dazu führt, dass das entstehende
Eisen schmilzt. Das Eisen fliesst aus dem Reaktionsgefäss, füllt Lücken zwischen den einzelnen
Schienen und sorgt so für angenehme Bahnfahrten. Die Reaktion kann unter folgender
Internetadresse angeschaut werden:
http://www.uni-siegen.de/~pci/versuche/pics/anim/thermit.mpg
Aufgabe 5 Formuliere für die Thermitreaktion die Reaktionsgleichung der Gesamtreaktion.
Nutze dazu die Angaben im einleitenden Text.
Aufgabe 6 Formuliere die Reaktionsgleichungen der Oxidation und der Reduktion.
Aufgabe 7 Identifiziere das Reduktions- und das Oxidationsmittel der Thermitreaktion.
A. Salze
7.1.2 Oxidationszahlen
Salze bestehen aus Ionen. Unter der Oxidationszahl der Teilchen eines Salzes versteht man die
Ladung jedes einzelnen Ions. So beträgt die Oxidationszahl des Eisenteilchens im FeCl 3 3+,
währenddem diejenige des Chlor-Teilchens 1- beträgt. Zur Repetition: Im Namen des Stoffes
Eisen(III)-chlorid entspricht die römische Zahl der Oxidationszahl des Eisens. Die Grundlagen zur
Ermittlung der Oxidationszahlen in diesen Fällen wurden im Kapitel über die Ionenbindung gelegt
und werden an dieser Stelle nicht wiederholt.
Aufgabe 8 Ermittle die Oxidationszahlen jeder einzelnen Atomsorte in folgenden Substanzen:
a) CuO Cu: O: b) Co 2S 3 Co: S:
c) CaF 2 Ca: F: d) Mg 3N 2 Mg: N:
P. Good 2

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7.1 Reduktion und Oxidation
B. Molekulare Stoffe
Molekulare Stoffe bestehen, wie der Name schon sagt, aus Molekülen. Die Oxidationszahl der
einzelnen Atomsorten in Molekülen wird in der im Folgenden beschriebenen Weise ermittelt. Als
Beispiele dient das Ethenol-Molekül.
Schritt Beispiel
Lewis-Formel zeichnen und
Elektronegativitäten der einzelnen Atome
bestimmen und in Lewis-Formel eintragen.
Bindende Elektronen werden dem Atom in
der Bindung zugeordnet, welches die
höhere Elektronegativität aufweist.
Für jedes einzelne Atom wird die Anzahl
Elektronen im vorliegenden Molekül mit
der Anzahl Aussenelektronen im Atom
verglichen.
Weist das Atom im vorliegenden Molekül
mehr Elektronen auf als im atomaren
Zustand, so erhält es eine negative
Oxidationszahl.
Weist das Atom im vorliegenden Molekül
weniger Elektronen auf als im atomaren
Zustand, so erhält es eine positive
Oxidationszahl.
H-Atome:
H-Atome in Ethenol:
Oxidationszahl von H-Atomen in Ethenol:
C-Atome:
Cα-Atom in Ethenol:
Oxidationszahl von Cα-Atom in Ethenol:
Cβ-Atom in Ethenol:
Oxidationszahl von Cβ-Atom in Ethenol:
O-Atom:
O-Atom in Ethenol:
Oxidationszahl von O-Atom in Ethenol:
Aufgabe 9 Ermittle die Oxidationszahlen jeder einzelnen Atomsorte in folgenden Molekülen:
a) H 2O b) H 2O 2
c) H 2CO 3 d) CH 3NH 2
(keine O-O-Bindungen)
P. Good 3
α
β

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7.1 Reduktion und Oxidation
7.1.3 Oxidationsmittel
Als Oxidationsmittel wird oft Sauerstoff aus der Luft benutzt. Die Oxidationszahl jedes einzelnen
Sauerstoff-Atoms im O 2-Molekül ist 0. Da das Sauerstoff-Atom stark elektronegativ ist, verbindet es
sich leicht mit weniger elektronegativen Atomen wie Metallen oder zum Beispiel den Nichtmetallen
Wasserstoff, Kohlenstoff oder Schwefel, wobei der Sauerstoff meist zur Oxidationszahl –II reduziert
wird.
Die Verwendung von reinem Sauerstoff anstelle von Luftsauerstoff führt zu einer heftigeren
Reaktion, wie das Beispiel einer vor der Entzündung in flüssigen Sauerstoff getauchten Zigarette
zeigt (siehe: http://www.experimentalchemie.de/versuch-043.htm).
Gute Oxidationsmittel zeichnen sich dadurch aus, dass sie Atome mit zu hohen Oxidationszahlen
haben. Im Laufe der Reaktion werden diese Atome zu tieferen Oxidationsstufen reduziert. In der
Feststoffrakete werden beispielsweise Aluminium und Ammoniumperchlorat eingesetzt:
10 Al (s) + 6 NH 4ClO 4 (s ––––––> 5 Al 2O 3(s) + 3 N 2 (g) + 6 HCl (g) + 9 H 2O (g)
Aufgabe 10 Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel? Begründe die
Antwort mit Hilfe der Oxidationszahl jedes einzelnen
Atoms (Lewis-Formel des Perchlorat-Ions: siehe Abb. 7.1.1; jedes
O-Atom hat zusätzlich zum bindenden Elektronenpaar je 3
nichtbindende Elektronenpaare).
Beispiele von weiteren starken Oxidationsmitteln sind:
Peroxide (R-O-O-R’; enthalten O -I – +V – +V
); Chlorate (ClO3 ; enthalten Cl ), Nitrate (NO3 ; enthalten N )
Aufgabe 11 Welches der folgenden beiden Teilchen ist das bessere
Oxidationsmittel: Natriumhypochlorit (NaClO) oder
Natriumchlorit (NaClO 2)? (Lewis-Formeln von ClO – und ClO 2 –
siehe Abb. 7.1.2 a und b; sowohl Cl-Atome als auch O-Atome in
beiden Teilchen haben so viele nichtbindende Elektronenpaare, dass
sie die Edelgasregel erfüllen)
Abb. 7.1.1 Lewis-Formel
des Perchlorat-Ions.
P. Good 4
a
b
–
Abb. 7.1.2 Lewis-Formel
des Hypochlorit-Ions (a)
und des Chlorit-Ions (b).
–
–

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7.1 Reduktion und Oxidation
Aufgabe 12 Bestimme in folgenden Teilchen die Oxidationszahlen jedes einzelnen Atoms.
a) CH 3CHO (O doppelt an C gebunden) b) FeF 3
c) SO 3 (Lewis-Formel siehe Abb. 7.1.3; jedes Atom hat Edelgasregel erfüllt)
Aufgabe 13 Bestimme in folgenden Reaktionen die Atome, welche jeweils reduziert und oxidiert
werden. Ermittle alle dazu benötigten Oxidationszahlen.
a) 2 NO + O 2 –––––> 2 NO 2
b) Gummibärchen in Kaliumchlorat – Gummibärchen ≈ Glucose (Abb.
7.1.6); Lewis-Formel des Chlorat-Ions: siehe Abb. 7.1.7; die Reaktion kann
unter folgender Internetseite angeschaut werden:
http://www.experimentalchemie.de/versuch-011.htm
Abb. 7.1.4 Lewis-Formel
von Stickstoffmonoxid
(NO); das O-Atom hat 2,
das N-Atom zusätzlich 1
nichtbindendes
Elektronenpaar.
C 6H 12O 6 + 12 KClO 3 –––––> 6 CO 2 + 6 H 2O + 12 KClO 2
Abb. 7.1.3 Lewis-Formel
von Schwefeltrioxid (SO 3).
Abb. 7.1.5 Lewis-Formel
von Stickstoffdioxid (NO 2);
die O-Atome haben die
Edelgasregel erfüllt.
Abb. 7.1.6 Skelettformel
von D-Glucose.
P. Good
Abb. 7.1.7 Lewis-Formel des
Chlorat-Ions; das Cl-Atom
hat ein nichtbindendes, die O-
Atome je drei nichtbindende
Elektronenpaare.
5
–

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7.1 Reduktion und Oxidation
7.1.4 Die Redoxreihe – spontane Redoxreaktionen
Aufgabe 14 Schliesse zwei Kabel korrekt an einem Multimeter an, so dass Spannungsmessungen
vorgenommen werden können. Befestige mit Hilfe einer Krokodilklemme an der einen
Elektrode den Eisennagel. An den anderen Pol werden nacheinander verschiedene
Metallelektroden angeschlossen. Beide Elektroden werden in eine Wanne oder ein
Bescherglas gehalten, in welchem sich Leitungswasser befindet. Halte deine
Resultate in den ersten beiden Spalten der untenstehenden Tabelle fest.
Vervollständige allenfalls die Tabelle mit Resultaten anderer Gruppen.
Metall-Elektrode gemessene
Zinn (Sn)
Silber (Ag)
Zink (Zn)
Blei (Pb)
Kupfer (Cu)
Eisen (Fe)
Spannung in Volt
Literaturwert (V)
bezogen auf Fe
Literaturwert (V)
bezogen auf H 2
Erstelle eine Rangliste der obigen Metalle. Ganz rechts soll das Metall aufgeführt
sein, welches die grösste Spannung im eben durchgeführten Experiment ergeben hat.
Metalle mit höherer Oxidationstendenz reagieren spontan mit Metallsalz-Lösungen von Metallen
mit geringerer Oxidationstendenz, oder anders ausgedrückt:
Ionisch vorliegende Metalle nehmen von elementar vorliegenden unedleren Metallen spontan
Elektronen auf.
Aufgabe 15 Können die folgenden Reaktionen ablaufen? Formuliere die entsprechenden
Redoxgleichungen.
a) Al 2O 3 + 3 Ni ––––> 6 Al + 3 NiO
b) Zn + SnCl 2 ––––>
P. Good 6

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7.1 Reduktion und Oxidation
Wenn immer die Reaktanden eines Systems in der Konstellation ‚links oben – rechts unten’
vorliegen, kommt es zu einer spontanen Redoxreaktion zwischen ihnen. Andernfalls muss die
Reaktion erzwungen werden.
Aufgabe 16 Welche der folgenden Redoxreaktionen laufen spontan ab?
a) Mg 2+ + Fe ––––> Fe 2+ + Mg
b) Ni + H 3O + ––––> Ni 2+ - H 2 + 2 H 2O
c) 2 Fe + 3 I 2 ––––> 2 FeI 3
d) 4 NaOH + 2 SnCl 2 ––––> O 2 + 2 H 2O + 4 NaCl + 2 Sn
Aufgabe 17 Notiere die Reaktionsgleichungen der Reduktion, Oxidation und der Gesamtreaktion
der spontanen Redoxreaktionen zwischen den folgenden Edukten. Falls mehrere
Reaktionen möglich sind, entscheide dich für die heftigste.
a) Kalium in einer FeCl 2-Schmelze
b) Gold in einer wässrigen MnF 3-Lösung
c) Pb in einer sauren Lösung aus Kaliumpermanganat (KMnO 4)
d) HCl (aq.) + Al
e) Blei in einer Zinn(IV)-chlorid-Schmelze
Aufgabe 18 Eine Silber(I)-hydroxid-Lösung ist nicht stabil. Notiere die entsprechenden
Reaktionsgleichungen
P. Good 7

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7.1 Reduktion und Oxidation
Tendenz
zur
Oxidation
steigt!
Unedle Metalle
Edle Metalle
Tendenz
zur
Oxidation
sinkt!
Die Redoxreihe
Reduktionsmittel Oxidationsmittel E 0
Standard-Reduktions-
Potential
Li Li + + e – - 3.03 V Tendenz
K K zur
Reduktion
sinkt!
+ + e – - 2.92 V
Ba Ba 2+ + 2 e – - 2.92 V
Ca Ca 2+ + 2 e – - 2.76 V
Na Na + + e – - 2.71 V
Mg Mg 2+ + 2 e – - 2.40 V
Al Al 3+ + 3 e – - 1.69 V
2– –
S2O4 + 4 OH
2–
2 SO3 + 2 H2O + 2 e – Mn Mn
- 1.40 V
2+ + 2 e – - 1.18 V
2– –
SO3 + 2 OH
2–
SO4 + H2O + 2 e – H2 + 2 OH
- 0.90 V
– 2 H2O + 2 e – - 0.84 V in basischer
Lösung;
bei pH 7: -0.42 V
Zn Zn 2+ + 2 e – - 0.76 V
8 S 2– S8 + 16 e – - 0.51 V
Fe Fe 2+ + 2 e – - 0.44 V
Ni Ni 2+ + 2 e – - 0.25 V
Sn Sn 2+ + 2 e – - 0.16 V
Pb Pb 2+ + 2 e – - 0.13 V
NH3 + 9 OH – –
NO3 + 6 H2O + 8 e – - 0.12 V
H 2 + 2 H 2O
2 H 3O +
P. Good 8
+
2 e –
0.00 V
Standard-
Wasserstoff-
Halbzelle
Sn 2+ Sn 4+ + 2 e – + 0.15 V
Cu + Cu 2+ + 1 e – + 0.17 V
Cu Cu 2+ + 2 e – + 0.35 V
4 OH – O 2 + 2 H 2O + 4 e – + 0.40 V
2 I – I 2 + 2 e – + 0.58 V
H 2O 2 + 2 H 2O O 2 + 2 H 3O + + 2 e – + 0.68 V
Fe 2+ Fe 3+ + 1 e – + 0.75 V
Ag Ag + + 1 e – + 0.81 V
Hg Hg 2+ + 2 e – + 0.86 V
2 Br – Br 2 + 2 e – + 1.07 V
6 H 2O O 2 + 4 H 3O + + 4 e – + 1.24 V in saurer Lösung;
bei pH 7: 0.81 V
Cr 3+ + 12 H2O 2–
CrO4 + 8 H3O + + 3 e – + 1.30 V
2 Cl – Cl2 + 2 e – + 1.36 V
2 Cr 3+ + 21 H2O 2–
Cr2O7 + 14 H3O + + 6 e – + 1.36 V
Au Au 3+ + 3 e – + 1.38 V
Mn 2+ + 12 H2O –
MnO4 + 8 H3O + + 5 e – Mn
+ 1.50 V
2+ Mn 3+ + 1 e – + 1.51 V Tendenz
Pb zur
Reduktion
steigt!
2+ Pb 4+ + 2 e – + 1.80 V
2–
2 SO4 2 F
2–
S2O8 +
–
2 e + 2.05 V
– F2 + 2 e – + 2.85 V