(I) Mg  Mg

Timm Wilke

Georg-August-Universität Göttingen

Wintersemester 2013 / 2014

K APITEL 5- R EAKTIONEN DER A NORGANISCHEN C HEMIE

Wiederholung: Teilreaktionen

(I) Mg  Mg

+ 2 e

| * 2 (II) O

+ 4 e

 2 O

2 Mg + O

 2 MgO

(I) Mg  Mg

+ 2 e

(II) Br

+ 2 e

 2 Br

Mg + Br

 MgBr

Wiederholung: RedOx-Reaktionen

Oxidation bezeichnet die Abgabe von Elektronen, Reduktion die Aufnahme von Elektronen. Reaktionen bei denen Elektronenübertragungen stattfinden, werden

als Reduktions-Oxidations-Reaktionen, oder kurz

Redoxreaktionen bezeichnet.

Historisches: Reduktion von Metalloxiden

 Früher wurden Reaktionen, die unter Entzug von Sauerstoff stattfanden, Reduktionsreaktionen genannt.

 Möglicher Ursprung des Begriffs: Darstellung der reinen Metalle aus ihren (oxidischen) Erzen: Metalle kommen häufig als

Metalloxide in der Natur vor. Durch den Entzug von Sauerstoff werden Metalloxide auf das enthaltene reine Metall reduziert.

Anwendungen: Oxidations- und Reduktionsmittel

 Silberoxid (Ag₂O) lässt sich – wie im Prinzip alle Metalloxide – durch starkes Erhitzen in seine Elemente zerlegen.

2 Ag₂O  4 Ag + O₂

 Durch thermische Zersetzung wird Silber wird reduziert und Sauerstoff oxidiert.

 Probleme: Unwirtschaftlich, da hohe Energie nötig. Viele Metalloxide sehr stabil und damit schwer zu trennen.

 Vorteilhaft: Trennen durch Reduktionsmittel.

Reduktionsmittel

Erhitzt man Ag₂O zusammen mit fein verteiltem Kohlestaub (elementarer Kohlenstoff) läuft folgende Reaktion bei weitaus niedrigeren Temperaturen ab:

2 Ag₂O + C  4 Ag + CO₂

Kohlenstoff als Reduktionsmittel

2 Ag

O + C  4 Ag + CO



Kohlenstoff dient in dieser Reaktion als Reduktionsmittel, da es seinen Reaktionspartner reduziert.



Umgekehrt wäre in diesem Versuch Silberoxid ein

Oxidationsmittel, da es Kohlenstoff oxidiert.

Oxidationsmittel / Reduktionsmittel

Ein Reduktionsmittel gibt in einer chemischen Reaktion Elektronen ab und reduziert somit seinen Reaktionspartner. Es wird dabei

selbst oxidiert.

Ein Oxidationsmittel nimmt in einer chemischen Reaktion

Elektronen auf und oxidiert somit seinen Reaktionspartner. Es wird dabei selbst reduziert

Metalle als Reduktionsmittel

 Werden Kupferoxid (CuO) und Eisen (Fe) zusammen erhitzt, findet folgende Reaktion statt:

6 CuO + 2 Fe  6 Cu + 2 Fe₂O₃

Metalle als Reduktionsmittel

 Ein gleicher Versuchsaufbau mit Eisenoxid und Kupfer als Reduktionsmittel funktioniert nicht.

 Manche Metalle sind stärkere Reduktionsmittel als andere

 Kupfer gehört zu den Edelmetallen und ist (wie in den Reaktionen gezeigt) ein edleres Metall als Eisen.

Unedlere Metalle reduzieren die Oxide edlere Metalle

Aufgabe

 Vervollständige anhand der im Folgenden gezeigten Reaktionen das gezeigte Schema mit: Magnesium(oxid), Zink(oxid), Silber(oxid).

Reduktionsvermögen nimmt zu

_____________ _______________ ___Eisen___ ___Kupfer___ _______________

____________ ______________ __Eisenoxid__ ___Kupferoxid_ _______________

Oxidationsvermögen nimmt zu

Reaktionen

CuO + 2 Ag -// Ag

O + Cu ZnO + Mg  MgO + Zn 3 Zn + Fe

O

 3 ZnO + 2 Fe

MgO + Zn -// ZnO + Mg Cu + Ag

O  2 Ag + CuO

3 ZnO + 2 Fe -// 3 Zn + Fe

O

Musterlösung

Regel: Unedlere Metalle oxidieren die Oxide edlere Metalle

 Beispiel: Zink kann Eisenoxid reduzieren, Magnesiumoxid aber nicht.

Reduktionsvermögen nimmt zu

Magnesium Aluminium Zink Eisen Kupfer Silber

Magnesiumoxid Aluminiumoxid Zinkoxid Eisenoxid Kupferoxid Silberoxid

Oxidationsvermögen nimmt zu

Thermitreaktion

Fe

O

+ 2 Al  2 Fe + Al

O

 Bei dieser Reaktion wird sehr viel Energie freigesetzt

 Entstehendes Eisen ist flüssig

 Einsatzgebiet: (unter anderem) Gleisbau

Thermitverfahren

Gemeinsamkeiten einiger RedOx-Reaktionen

(... machen das Leben leichter)

Oxidations- und Reduktionsvorgänge



Analog zu den bisher behandelten Reaktionen:



Metalle + Sauerstoff  Metalloxide – 4 Fe + 3 O

 2 Fe

O



Metalle + Halogene  Metallhalogenide – 2 Fe + 3 Cl

 2 FeCl



Metalle + Schwefel  Metallsulfide

– Cu + S  CuS

Metalle und Säuren

 Unedle Metalle reagieren ebenfalls nach einem festgelegten Schema mit Säuren

Unedles Metall + Säure  Salz + Wasserstoff

Beispiel: Zn + 2 H⁺  Zn²⁺ + H₂

Oxidation:

Reduktion:

Gesamtgleichung:

Allgemeines Schema

 Valenzelektronen (Elektronen auf der äußeren Schale) an und geht in Lösung:

M  M^x+ + x*e^-

 Hieran gekoppelt ist die Aufnahme dieser Elektronen durch die (säurebedingt) im Überschuss vorliegenden H⁺-Ionen:

x H⁺ + x*e^-  x H

 Die Wasserstoffatome reagieren direkt weiter zu H₂-Molekülen gemäß:

2 H  H₂

Gültigkeit

Für n findet man in fast allen Fällen die Werte n = 1,2,3.

Für n = 2 ergibt sich für Zink:

Zn + 2 H⁺  Zn²⁺ + 2 H  Zn²⁺ + H₂

Für n = 3 ergibt sich für Zink:

Al + 3 H⁺  Al³⁺ + 3 H  Al³⁺ + 1 ½ H₂ 2 Al + 6 H⁺  2 Al³⁺ + 6 H  2 Al³⁺ + 3 H₂

Aufgaben



Erstellt die Redox-Gleichungen für folgende Reaktionen:

– Eisen (gibt 3 Elektronen ab) + Salzsäure – Titan (gibt 4 Elektronen ab) + Sauerstoff

– Magnesium (gibt 2 Elektronen ab) + Schwefel – Silber (gibt 1 Elektron ab) + Chlor

– Chrom (gibt 5 Elektronen ab) + Sauerstoff

Elektrolyse

Anodenprozess (Oxidation):

2 Cl^-  Cl₂ + 2 e^-

Kathodenprozess (Reduktion):

2 Na⁺ + 2e^-  2 Na

Durch Einsetzen elektrischer Energie lassen sich mit der Elektrolyse

Reaktionen „erzwingen“, die spontan nicht ablaufen würden. Auf diese

Weise werden Elemente wie Natrium und Chlor hergestellt, die in der Natur nur als Verbindungen vorkommen

Elektrolyse

Je nach Metall/Stoff findet man ein unterschiedlich großes Bestreben, Elektronen abzugeben. Entsprechend muss

unterschiedlich viel Energie (Spannung) aufgewendet werden, um den Umkehrprozess elektrochemisch in Gang zu setzten.

Kombiniert man in einem galvanischen Element Elektroden

verschiedener Metall mit Salzlösungen der Metalle, so erhält man eine Stromquelle, der Strom fließ vom unedleren Metall zum

edleren:

Elektrolyse

Oxidation:

Zn  Zn²⁺ + 2e^- Reduktion:

Cu²⁺ + 2e^-  Cu Gesamteaktion:

Zn + Cu²⁺  Cu + Zn²⁺

An der Kupferelektrode scheidet sich Kupfer ab.

Oxidationszahlen

 Viele Elemente können in Verbindungen in unterschiedlichen Oxidationsstufen vorliegen. D.h. sie haben unterschiedlich viele ihrer Außenelektronen abgegeben oder in einer polaren

Bindung an sich gezogen. Um die daraus resultierenden unterschiedlichen Oxidationsstufen eines Elementes zu charakterisieren, wurden die Oxidationszahlen eingeführt.

 Elemente besitzen immer die Oxidationszahl 0

 Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Ions.

Aufgabe: Oxidationszahlen

 Bestimmt die Oxidationszahlen der Atome in:

– NaCl, Na₂SO₄, NaNO₃, NaNO₂, NH₄Cl, NH₄NO₂ – HCHO, HCOOH, CH₃OH, CH₃COCH₃

Rechtliches

Abbildungsnachweis:

Folie 2, 7, 10: elemente chemie II, Klett Verlag, S. 228, 234.

Folie 16: http://www.youtube.com/watch?v=5uxsFglz2ig

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Die Angaben zu den Stoffen und Experimentieranleitungen wurden jedoch sorgfältig und nach bestem Gewissen erstellt und sind in jedem Falle zu beachten.