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Redoxreaktionen Reduktion ist immer mit einer Oxidation gekoppelt!

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Präsentation zum Thema: "Redoxreaktionen Reduktion ist immer mit einer Oxidation gekoppelt!"—  Präsentation transkript:

1 Redoxreaktionen Reduktion ist immer mit einer Oxidation gekoppelt!

2 Geschichte Fe(OOCCOO) Oxidation: Elemente + Sauerstoff Oxid 1. Versuch: Pyrophores Eisen 4 Fe + 3 O 2 Fe + 2 CO 2 2 Fe 2 O 3

3 Geschichte 1783: Lavoisier oxygène (frz.) = Sauerstoff Verbrennung = Vereinigung mit Sauerstoff 2. Versuch: Waage - Eisenoxid Warum schwerer 2 Fe + O 2 2 FeO

4 Geschichte Reduktion: Metallherstellung Kupferzeit, Bronzezeit, Eisenzeit 800 v. Chr. Eisenherstellung mittels Rennöfen Redoxreaktionen: Aufnahme und Abgabe von Sauerstoff

5 Definition 3.1 Versuch: Kupferdarstellung I CuO + Fe Cu + FeO 3.2 Versuch: Kupferdarstellung II CuCl 2 + Fe Cu + FeCl 2

6 CuO + Fe Cu + FeO CuCl 2 + Fe Cu + FeCl 2 Definition Sauerstoffabgabe Reduktion Oxidation Reduktion Sauerstoffaufnahme Oxidation Elektronenaufnahme Elektronenabgabe

7 Definition Teilreaktionen Reduktion : Oxidation : Cu e - CuCu 2+ + FeCu + Fe 2+ Fe 2 e - + Fe 2+

8 Definition Oxidationsmittel wirkt oxidierend und wird selbst reduziert! (Elektronenakzeptor) Reduktionsmittel wirkt reduzierend und wird selbst oxidiert! (Elektronendonator) Redoxreaktionen = Elektronenübertragungsreaktionen Oxidation = e - - Abgabe Reduktion = e - - Aufnahme

9 Definition 2 Na + Cl Versuch: Cl 2 -Darstellung 2 KMnO HCl 5 Cl KCl + 2 MnCl H 2 O 4.2 Versuch: NaCl – Synthese 2 NaCl

10 in ungeladenen Verbindungen = 0, in geladenen Atomgruppen = der Ladung. Oxidationszahlen 3. O in Verbindungen im Normalfall 2- (in Peroxiden 1-) Fiktive Zahlen!!! 0, -1, -1, -2, … 0, I +, I -, II +, … 0, + I, - I, -II, … 0, 1+, 1-, 2+, … 1. Die Summe der OZ ist OZ (MgCl 2 ) = 0 OZ (NH 4 + ) = H in Verbindungen im Normalfall 1+ (in Hydriden 1-) 4. Fluor, als elektronegativstes Element hat OZ 1-

11 ? Oxidationszahlen Schreibweise H2SH2SSO 2 H 2 SO 3 H 2 SO 4 SO

12 Spannungsreihe Geschichte: 17 Jh. Volta Definition: 2 verschiedene Metalle in einem Elektrolyten Spannung Halbzelle: Metall in Metallsalzlösung Bsp.: Zn-Stab in ZnSO 4 -Lösung Daniell-Element: 2 Halbzellen + Salzbrücke und seine Zunge

13 Daniell-Ellement 5. Versuch: Daniell-Element Cu e - CuCu 2+ + ZnCu + Zn 2+ Zn 2 e - + Zn 2+

14 Daniell - Element Kupfer-, Zinkhalbzelle 1 molare Elektrolytlösungen Salzbrücke - Ionenaustausch

15 Spannungsreihe oxidierte Formreduzierte FormStandardpotential Li + + e - Li- 3,05 V Na + + e - Na- 2,71 V Mg e - Mg- 2,27 V Zn e - Zn- 0,76 V Fe e - Fe- 0,41 V Sn e - Sn- 0,14 V 2 H e - H2H2 + 0,00 V Cu e - Cu+ 0,35 V Ag + + e - Ag+ 0,80 V Hg e - Hg+ 0,85 V Au e - Au+ 1,50 V F e - 2 F - + 2,87 V unedel edel

16 Standardwasserstoffelektrode

17 Passivierung 6. Versuch: Der errötende Nagel Fe + 2 HClFeCl 2 + H 2 2 Fe + 6 HNO 3 Fe 2 O NO H 2 O Fe + CuCl 2 FeCl 2 + Cu Cu + 4 HNO 3 Cu(NO 3 ) NO H 2 O 2 Fe + 6 HNO 3 Fe 2 O NO H 2 O Fe + Cu 2+ Cu + Fe 2+


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