Crash-Kurs Wintersemester 2017/18 Julia Rosebrock Eisen(III)-oxid wird durch Aluminium reduziert zu Eisen und Aluminium(III)-oxid. Mischung aus Eisen(III)-oxid + Aluminium = Thermit. Temperaturen >2400°C Aluminium: Reduktionsmittel für Oxide, da Aluminiumoxid eine sehr hohe Bildungsenthalpie hat. Stark exotherme Reaktion Redox-Reaktionen Crash-Kurs Wintersemester 2017/18 Julia Rosebrock

Oxidation & Reduktion Oxidation: Ein Teilchen gibt Elektronen e- ab  es wird oxidiert Die Oxidationszahl erhöht sich. 2I- I2 + 2e- Reduktion: Ein Teilchen nimmt Elektronen e- auf  es wird reduziert Die Oxidationszahl nimmt ab. Fe3+ + e-  Fe2+

Oxidationsmittel & Reduktionsmittel Ein Oxidationsmittel kann Elektronen aufnehmen und wird somit selbst reduziert. Bsp.: Permanganat (MnO4-), Dichromat (Cr2O72-) Ein Reduktionsmittel kann Elektronen abgeben und wird dabei oxidiert. Bsp.: Zink, Wasserstoff, Aluminium

Elektronegativität Die Elektronegativität (nach Pauling) beschreibt wie gerne ein Atom Elektronen an sich ziehen will. Im Periodensystem steigt die Elektronegativität von unten links nach oben rechts. (Ausnahme: Wasserstoff) Den Maximalwert erhält Fluor (EN=4,0)

Das Wassermolekül O H H EN (H) = 2,2 EN (O) = 3,4

Oxidationszahlen Ganzzahlige, fiktive Ladung Ergibt sich aus den Elektronegativitäten der Bindungspartner elementare Atome = 0 Die OxZ einatomiger Ionen ist gleich ihrer Ionenladung (Iodid I- OxZ: -I; Mg2+ OxZ: +II). Bei neutralen Molekülen ist die Summe aller Oxidationszahlen gleich null, bei geladenen Molekülen entspricht sie der Gesamtladung des Moleküls. Wasserstoff = +I (Ausnahme: Hydride NaH -I) Sauerstoff (i.d.R.) = -II (Ausnahmen: F2O: +II und Peroxide H2O2: -I)

Beispiele zur Bestimmung von Oxidationszahlen -III +I NH3 Gesamtladung = 0 Summe der OxZ = 0 Wasserstoff = +I 3 x +I = +III +III + OxZ des N = 0  N = -III

Beispiel zur Bestimmung von Oxidationszahlen +I -I NaCl Welches Atom hat die höhere Elektronegativität? Chlorid zieht Elektron des Natriums an  Cl- Chlorid = -I Gesamtladung und Summe der = 0  Na = +I

KMnO4 +VII H2SO4 +VI H2S -II Br2 Cr2O72- MgBr2 Mg = +II; Br = -I HNO3 Übung KMnO4 +VII H2SO4 +VI H2S -II Br2 Cr2O72- MgBr2 Mg = +II; Br = -I HNO3 V

Redoxgleichungen aufstellen Reduktion und Oxidation laufen immer gemeinsam ab, nie einzeln! Die Summen der Oxidationszahlen vor und nach der Reaktion sind immer gleich. Beispiel: 0 0 +I -I A + B  A+ + B- A wird oxidiert zu A+ B wird reduziert zu B- A  A+ + e- B + e-  B-

Redoxgleichungen aufstellen Disproportionierung: Edukt mit mittlerer Oxidationsstufe reagiert zu 2 Produkten, mit jeweils einer höheren und einer niedrigeren Oxidationsstufe. Beispiel: 0 +I -I +I +I A2 + B+  AB + A+ 0 -I +V 3 Br2  5 Br- + 1 BrO3-

Redoxgleichungen aufstellen Synproportionierung (Komproportionierung) Edukt niedriger und höherer Oxidationsstufe reagieren zu einem Produkt mit mittlerer Oxidationsstufe. Beispiel: -I +I +I 0 +I AB + A+  A2 + B+ +VII +II +IV 2 MnO4- + 3 Mn2+  5 MnO2

Redoxgleichungen aufstellen Reaktion grob formulieren (meist schon durch Aufgabenstellung gegeben) Oxidationszahlen der einzelnen Elemente betimmen Aufteilen nach Reduktion und Oxidation Anzahl der Elektronen ausgleichen Mit OH- (im Basischen) und H+ (im Sauren) die Ladungen ausgleichen H2O einbringen (irgendwo müssen die OH- und H+-Ionen ja landen) Elektronenanzahlen bei Red und Ox angleichen Elektronen kürzen; Rest zu einer Gleichung addieren (ggf. nochmal kürzen) Beispiel: Elementares Kupfer soll mit Nitrat (NO3-) im Sauren zu Kupfer(II)-Ionen und Stickstoffmonoxid reagieren. Reaktionsgleichung an der Tafel aufstellen

Übung Redoxreaktionen aufstellen Eisen(III)-Ionen reagieren mit Iodid-Ionen zu Eisen(II)-Ionen und Iod. Dichromat (Cr2O72-) reagiert im Sauren mit Iodid zu Iod und Chrom(III)-Ionen. Quecksilber (Hg) mit Salpetersäure (HNO3) zu Quecksilber(II)-Ionen und Stickstoffmonoxid. Als Nebenprodukt entsteht Wasser. Iod (I2) und Chlor (Cl2) reagieren zu Iodat (IO3-) und Chlorid (Cl-).

Übung Redoxreaktionen aufstellen Eisen(III)-Ionen reagieren mit Iodid-Ionen zu Eisen(II)-Ionen und Iod. 2 I- + 2 Fe3+  I2 + 2 Fe2+ Dichromat (Cr2O72-) reagiert im Sauren mit Iodid zu Iod und Chrom(III)-Ionen. 6 I- + Cr2O72- + 14 H+  3 I2 + 2 Cr3+ + 7 H2O Quecksilber (Hg) mit Salpetersäure (HNO3) zu Quecksilber(II)-Ionen und Stickstoffmonoxid. Als Nebenprodukt entsteht Wasser. 3 Hg + 2 NO3- + 8 H+  3 Hg2+ + 2 NO + 4 H2O Iod (I2) und Chlor (Cl2) reagieren zu Iodat (IO3-) und Chlorid (Cl-). I2 + 6 H2O + 5 Cl2  2 IO3- + 10 Cl- + 12 H+

Vielen Dank für Eure Aufmerksamkeit und einen guten Start in das erste Semester!