Reduktion ist immer mit einer Oxidation gekoppelt! Redoxreaktionen Reduktion ist immer mit einer Oxidation gekoppelt!

Geschichte Oxidation: Elemente + Sauerstoff Oxid 1. Versuch: Pyrophores Eisen Fe + 2 CO2 ↑ Fe(OOCCOO) 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

Geschichte 2. Versuch: Waage - Eisenoxid Warum schwerer 2 Fe + O2 1783: Lavoisier oxygène (frz.) = Sauerstoff Verbrennung = Vereinigung mit Sauerstoff

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

Definition 3.1 Versuch: Kupferdarstellung I CuO + Fe Cu + FeO 3.2 Versuch: Kupferdarstellung II CuCl2 + Fe Cu + FeCl2

Definition CuO + Fe Cu + FeO CuCl2 + Fe Cu + FeCl2 Reduktion Oxidation Sauerstoffabgabe Reduktion CuO + Fe Cu + FeO Oxidation Sauerstoffaufnahme Elektronenaufnahme Reduktion CuCl2 + Fe Cu + FeCl2 2+ Oxidation Elektronenabgabe

Definition Cu2+ + Fe Cu + Fe2+ Teilreaktionen Reduktion: Cu2+ + 2 e- Cu Oxidation: Fe 2 e- + Fe2+

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

Definition 4.1 Versuch: Cl2-Darstellung 2 KMnO4 + 16 HCl 5 Cl2 + 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O 4.2 Versuch: NaCl – Synthese 2 Na + Cl2 2 NaCl

Oxidationszahlen 1. Die Summe der OZ ist in ungeladenen Verbindungen = 0, in geladenen Atomgruppen = der Ladung. OZ (MgCl2) = 0 Fiktive Zahlen!!! OZ (NH4+) = 1+ 2. H in Verbindungen im „Normalfall“ 1+ (in Hydriden 1-) 0, 1+, 1-, 2+, … 0, -1, -1, -2, … 0, I+, I-, II+, … 0, +I, -I, -II, … 3. O in Verbindungen im „Normalfall“ 2- (in Peroxiden 1-) 4. Fluor, als elektronegativstes Element hat OZ 1-

Oxidationszahlen Schreibweise H2S SO2 SO3 H2SO3 H2SO4 1+ 2- ? 4+ 6+ 4+

Spannungsreihe Geschichte: 17 Jh. Volta und seine Zunge Definition: 2 verschiedene Metalle in einem Elektrolyten Spannung Halbzelle: Metall in Metallsalzlösung Bsp.: Zn-Stab in ZnSO4-Lösung Daniell-Element: 2 Halbzellen + Salzbrücke

Daniell-Ellement 5. Versuch: Daniell-Element Cu2+ + 2 e- Cu Zn 2 e- + Zn2+ Cu2+ + Zn Cu + Zn2+

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

Spannungsreihe unedel edel oxidierte Form reduzierte Form Standardpotential Li+ + e- Li - 3,05 V Na+ + e- Na - 2,71 V Mg2+ + 2 e- Mg - 2,27 V Zn2+ + 2 e- Zn - 0,76 V Fe2+ + 2 e- Fe - 0,41 V Sn2+ + 2 e- Sn - 0,14 V 2 H+ + 2 e- H2 + 0,00 V Cu2+ + 2 e- Cu + 0,35 V Ag+ + e- Ag + 0,80 V Hg2+ + 2 e- Hg + 0,85 V Au3+ + 3 e- Au + 1,50 V F2 + 2 e- 2 F- + 2,87 V unedel edel

Standardwasserstoffelektrode

Passivierung 6. Versuch: Der errötende Nagel Fe + 2 HCl FeCl2 + H2 ↑ 2 Fe + 6 HNO3 Fe2O3 + 6 NO2 ↑ + 3 H2O Fe + CuCl2 FeCl2 + Cu Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 ↑ + 2 H2O 2 Fe + 6 HNO3 Fe2O3 + 6 NO2 ↑ + 3 H2O Fe + Cu2+ Cu + Fe2+