Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen „Der Begriff Oxidation wird für jeden Vorgang verwendet, bei welchem einem Teilchen (Atom, Ion, Molekül) Elektronen entzogen werde: Oxidation = Elektronenabgabe Die einem Teilchen entzogenen Elektronen werden von einem anderen Teilchen aufgenommen. Für diesen Vorgang, das Gegenteil einer Oxidation, verwendet man die Bezeichnung Reduktion: Reduktion = Elektonenaufnahme Da ein Teilchen nur Elektronen abgeben kann, wenn diese gleichzeitig von anderen Teilchen aufgenommen werden, verlaufen Oxidation und Reduktion stets gekoppelt. Solche Reaktionen nennt man Redoxvorgänge: Redoxvorgang = Elektronenverschiebung“ (2) Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen „Oxidationsmittel = Elektronenfänger Reduktionsmittel = Elektronenspender“ (2) „Ladungszahl:(5) Elektrolyte dissozieren in wässriger Lösung in positiv geladene Kationen und negativ geladene Anionen. Dabei werden Elektronen ausgetauscht z.B.: HCl H+ + Cl- Elektronentausch H 1e- Cl Ladungszahlen: H+…….+1, Cl-……-1 ZnSO4 Zn2+ + SO42- Elektronentausch Zn 2e- SO4 Ladungszahlen: Zn2+…..+2 SO42-.....-2 Die Ladungszahl eines Ions wird als Index rechts oben an das Ion geschrieben, das Vorzeichen steht hinter der Zahl. Die Zahlungszahl wird nicht geschrieben: Zn2+, SO42-, H+, Cl- “ Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen Elektronengleichungen: (5) „Bei Reduktions-Oxidation-Vorgängen (Redox-Prozesse) können die stöchiometrischen Zahlen der Reaktionsgleichung über die Elektronenbilanz ermittelt werden. In Redox-Systemen wird ein Reaktionsteilnehmer reduziert und gleichzeitig ein anderer oxidiert. Der Stoff, der oxidiert wird (das ist das Reduktionsmittel), gibt Elektronen ab, der Stoff, der reduziert wird (das ist das Oxidationsmittel), nimmt Elektronen auf. Oxidation Reduktionsmittel Oxidationsmittel + Elektronen Reduktion Die Anzahl der bei der Oxidation abgegebenen Elektronen ist gleich der Anzahl der bei der Reduktion aufgenommenen Elektronen, d.h. die Elektronenbilanz muss ausgeglichen sein. Innerhalb eines Redox-Systems treten Elektronen nicht frei auf.“ Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen „Die reduzierende Form und die oxidierende Form ein und desselben Stoffes bilden ein Redoxpaar, z.B. Fe2+ Fe3+ + e- Da in einem Redox-Prozeß stets ein Reaktionsteilnehmer reduziert und gliechzeitig ein anderer oxidiert wird, müssen jeweils zwei Redoxpaare vorhanden sein. Daher sind auch zwei Teilgleichungen (Oxidation und Reduktion) aufzustellen. Beispiel: Zink löst sich in Schwefelsäure, es entsteht ZnSO4 und H2. Für den Redoxvorgang können folgende Elektronengleichungen (Teilgleichungen aufgestellt werden: Oxidation: Zn Zn2+ + 2 e- Reduktion: 2 H+ + 2 e- 2 H (H2) Summe: Zn + 2 H+ + 2 e- Zn2+ + H2 + 2 e- Die Elektronenbilanz ist ausgeglichen (links und rechts des Pfeiles je 2 e-) 2 H+ sind enthalten in 1 H2SO4, SO4 bleibt unverändert, und die stöchometrische Reaktionsgleichung lautet: Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 “ (5) Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen „Oxidationszahl: (5) „Unter der Oxidationszahl z versteht man eine formale Ladung, die ein Atom in einer chemischen Einheit (z.B. einem Molekül) besäße, wenn letztere aus lauter Ionen aufgebaut wäre. Man macht die Annahme, daß sich die bindenden Elektronen zu dem elektronegativen Partner in der Verbindung verschieben, so daß dieser negativ geladen ist. Es ändert sich also die Elektronenverteilung zwischen den Atomen in der Verbindung. So ist z.B. der Sauerstoff im Wassermolekül das elektronegativere Element. Die 2H-Atome müssen formal 2 Elektronen abgeben, das H-Atom hat daher die Oxidationszahl +1 und der Sauerstoff, dem die Elektronen der beiden H-Atome zugerechnet werden, hat die Oxidationszahl -2. Aus diesen Betrachtungen resultiert folgende Definition der Oxidationszahl: Die Oxidationszahl eines Atoms in einer chemischen Einheit (Molekül, Atomgruppe, Ion) gibt die Ladung an, die dieses Atom haben würde, wenn die Elektronen jeder Bindung dieses Atoms dem elektronegativeren Element zugeordnet würden.“ Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen „Die Oxidationszahl ist eine reine Rechengröße. Sie wird als Index rechts oben an das Atomsymbol in römischen Zahlen geschrieben, das Vorzeichen (+ bzw. -) wird vor die Zahl gesetzt, das Pluszeichen kann jedoch weggelassen werden. ZnCl2……………..ZnII ………..Cl-I Bei der Oxidation wird die Oxidationszahl des oxidierten Elementes erhöht, bei der Reduktion wird die Oxidationszahl des reduzierten Elementes erniedrigt.“ Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen „Die Reduktionszahl kann nach folgenden Regeln ermittelt werden: Atome der freien Elemente haben die Oxidationszahl 0, z.B. Mg0; dies gilt auch wenn Moleküle der Elemente vorliegen z.B. H0 und H20. In Verbindungen hat H die Oxidationszahl + 1 In Verbindungen hat O die Oxidationszahl – 2 Die algebraische Summe der Oxidationszahlen der in einem Molekül oder in einer ungeladenen Formeleinheit (Atomgruppe) enthaltenen Atome ist Null. Oxidationszahl und Ladungszahl stimmen bei einatomigen Ionen überein. Mehratomige Ionen haben eine Ladungszahl, die enthaltenen Elemente eine Oxidationszahl. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome des mehratomigen Ions ist gleich der Ladungszahl des Ions, z.B.: Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen SO42- und S+VI O4-II Denn die Oxidationszahl von S in SO4 ist +VI, die von O gleich –II, die algebraische Summe daher +VI + 4 ∙ (-II) = 6-8 = -2, das ist die Ladungszahl des SO4-Ions. Beispiel: Zu berechnen ist die Oxidationszahl von N in HNO3 mit Hilfe der bekannten Oxidationszahlen der Elemente H und O. H1NxO3-II Es ist 1 ∙ +I + 1 ∙ x + 3 ∙ (-II) H + N + O Die algebraische Summe muß Null sein, also 1 +x -6 = 0, daraus folgert X = +5. Die Oxidationszahl von N in HNO3 ist +V “(5) Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen Beispiel: Zu berechnen ist die Oxidationszahl von Fe in Fe2(SO4)3. Die Ladungszahl von SO42- ist -2. Nachdem die Summe der Oxidationszahlen aller Elemente des mehratomigen Ions gleich ist der Ladungszahl des Ions, ist für SO42- die Summe der Oxidationszahlen der enthaltenen Elemente gleich -2. Es ist Fe2x(SO4)3-II , daraus 2 ∙ x + 2 ∙ (-2) = 0 und x = +3 Die Oxidationszahl von Fe in Fe2(SO4)3 ist +III Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3

Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3 Redox-Reaktionen Literaturquellen: Es wurde als Quellen verwendet: Übernommen aus: Nachschlagebücher für Grundlagenfächer Chemie, Schröter, Lautenschläger, VEB Fachbuchverlag Leipzig Chemie, Hans Rudolf Christen, Verlag Sauerländer Kurzes Lehrbuch der anorganischen und allgemeinen Chemie, J. Fenner und H Siegers, Springer Verlag Chemie.de Rechnen in der Chemie, Walter-Wittenberger, Springer -Verlag Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-3