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
….
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
\(BaO_2+Mg \rightarrow BaO + MgO\) - Zündgemisch
\(Fe_2O_3+2Al \rightarrow 2Fe + Al_2O_3\) - Thermitgemisch
Redoxgleichungen aufstellen
Redoxgleichungen aufstellen
- Elektronenbilanz und Summe der Teilgleichungen bilden
Allgemeine Vorgehensweise
Rezept
- Oxidationsstufen bestimmen
- Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen
- Elektroneutralität
- Ausgleich der elektrischen Ladungen, Atomausgleich
- Elektronenbilanz
- Summe der Teilgleichungen bilden
- “Kürzen”
- Check: Gleiche Anzahl der jeweiligen Elemente auf beiden Seiten? Gesamtladung gleich?