Redoxchemie

Question 1

Verbrennungen

Answer 1

Verbrennungen sind nichts anderes als sehr rasch ablaufende, stark exotherme Oxidationen.

Question 2

sehr langsame Oxidationen

Answer 2

z.B. Rosten von Metallen

Question 3

Reduktion

Answer 3

B + e^- -> B^-

^{Aufanme von Elektronen}

Question 4

Redoxreaktionen

Answer 4

Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion mit Elektronen Übergängen. Oxidation: ist die Teilreaktion mit Elektronenabgabe und Erhöhung der Oxidationszahl. Reduktion: ist die Teilreaktion mit Elektronenaufnahme und Abnahme der Oxidationszahl.

Question 5

Oxidation

Answer 5

Abgabe von Elektronen

Question 6

Reduktion

Answer 6

Aufnahme von Elektronen

Question 7

Oxidationsmittel

Answer 7

Oxidiert den anderen Stoff

werden selbst reduziert!

wollen mehr Elektronen haben (können gut Elektronen aufnehmen)

z.B. Sauerstoff (O), Chlor (Cl), Fluor (F)

Question 8

Reduktionsmittel

Answer 8

Reduziert den anderen Stoff

wird selbst oxidiert!

• > Geben leicht Elektronen ab
  z. B.
• Wasserstoff (H)
• Kohlenstoff (C)
• unedle Metalle (z.B. Fe)

Question 9

Redoxreaktion

Answer 9

Reaktion mit Elektronenübergang

Question 10

Oxidationszahl

Answer 10

Die Oxidationszahl eines Elementes in einer Verbindung entspricht der formalen Ladung, die ein entsprechendes Atom erhält, wenn die Bindungselektronen aller Bindungen den jeweils elektronegativeren Bindungspartnern zugeordnet werden.

Question 11

Oxidationszahlen sind ein gutes Hilfsmittel zur Beurteilung und Formulierung von Redoxreaktionen.

Oxidation:

Answer 11

Erhöhung der Oxidationszahl
eines Elementes

Question 12

Oxidationszahlen sind ein gutes Hilfsmittel zur Beurteilung und Formulierung von Redoxreaktionen.

Reduktion:

Answer 12

Herabsetzung der Oxidationszahl
eines Elementes

Question 13

Redoxpaare

Answer 13

Ein Reduktionsmittel wird durch die Elektronenabgabe zu einem Oxidationsmittel, weil es in der Rückreaktion die Elektronen wieder aufnimmt. Umgekehrt wird ein Oxidationsmittel durch Elektronenaufnahme zu einem Reduktionsmittel.

Auf diese Weise ist jedem Reduktionsmittel ein ganz bestimmtes, ihm zugehöriges Oxidationsmittel zugeordnet und umgekehrt. Sie bilden zusammen ein korrespondierendes Redoxpaar.

Question 14

Spannungsreihe/Redoxreihe

Answer 14

Der Wasserstoff ist auch in der Reihe, da er wie die Metalle auch positive Ionen bildet (H+). Alle vor dem Wasserstoff stehenden Metalle reduzieren H+-Ionen zu Wasserstoff, d.h. setzen aus Säuren Wasserstoff frei. Diese Metalle bezeichnet man als unedle Metalle, diejenigen rechts vom Wasserstoff als edle Metalle.

Question 15

Metalle

Answer 15

Metalle geben immer Elektronen ab, die dann von Nichtmetallen aufgenommen werden.

Question 16

Oxidation und reduktion

Answer 16

gekoppelt!

Ein Stoff gibt Elektronen ab ein anderer nimmt Elektronen auf!

Question 18

Achtung!

Answer 18

Ob Oxidationsmittel oder Reduktionsmittel hängr com Reaktionspartner ab!

Question 19

Redoxgleichungen aufstellen

Bauanleitung! ;)

Answer 19

1. Oxidationszahl bestimmen
2. Oxidation

• abgegebene Elektronen bestimmen
• Ladungsausgleich (sauer/ alkalisch)
• Stoffausgleich mit Wasser

3. Reduktion

• aufgenommene Elektronen bestimmen
• Ladungsausgleich
• Stoffausgleich mit Wasser

4. Gleichungen kreuzmultiplizieren (Elekroenenzahl für Oxidation und Reduktion auf gleiche Anzahlr bringen)
5. zusammenfügen und kürzen

Question 20

Oxidation einfach

Answer 20

A -> A⁺ + e^-

^{Abgabe von Elektronen}

Question 21

Teilgleichung Oxidation

Answer 21

stehen die Elektronen immer rechts vom Pfeil

Question 22

In der Teilgleichung der Reduktion

Answer 22

Stehen die Elektronen immer links vom Pfeil

Question 23

Oxidationszahl

Answer 23

Die Oxidationszahl eines Atoms in einem Molekül oder Ion gibt die Ladung an, die dieses Atom erhält, wenn man sich das Teilchen nur aus Atom-Ionen aufgebaut denkt.

Question 24

Regeln zur Ermittelung von Oxidationszahlen 1-4

Answer 24

1. Ein einzelnes Atom in einem Element hat die Oxidationszahl null.
2. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist identisch mit seiner Ladung. (Beispiel: Die OZ des Fe³⁺-Ions ist III)
3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Moleküls ist null.
4. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Molekül-Ions ist gleich die Ladung dieses Ions. (Beispiel: H₃O⁺-Ion ist 1+)

Question 25

Regeln zur Ermittelung von Oxidationszahlen 5-8

Answer 25

1. Fluor, das elektronegativste Element, hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl –I
2. Sauerstoff als zweitelektronegativste Element, hat meistens die Oxidationszahl –II. Ausnahmen gibt es nur, wenn O-Atome miteinander verbunden sind ( in Peroxiden wie H₂O₂) und in OF₂.
3. Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen die Oxidationszahl –I. In Metallhydriden (z.B. LiH) hat Wasserstoff die Oxidationszahl –I (hier liegt das Hydrid-Ion, H^- vor).
4. In Verbindungen der Nichtmetalle ist die Oxidationszahl des elektronegativeren Element negativ und entspricht der Ionenladung, welches dieses Element in Ionenverbindung aufweist.
5. (Beispiel: In PCl₃ hat Chlor die Oxidationszahl –I, da Chlorid-Ionen (Cl^-) einfach negativ geladen sind.)

Question 26

Die Gewinnung von Metallen aus Metalloxiden

Answer 26

Viele Produktionsverfahren gehen von Metalloxiden aus (Verbindungen mit Sauerstoff)

Question 27

Thermitreaktion

Answer 27

(Für die Verschweissungen von Eisenbahnschienen)

Reduktinsmittel: Aluminium

Eisen(III)-Ionen werden zu Eisen-Atomen reduziert

Question 28

Will man Metalle rein gewinnen, muss man es aus dem Gemisch entfernen

Answer 28

• das Reduktionsmittel zu einem gasförmigen Stoff oxidiert wird.

Aus diesem Grund setzt man zur Reduktion von Metalloxiden meist die Nichtmetalle Wasserstoff oder Kohlenstoff als Reduktionsmittel ein: Ihre Reaktionsprodukte – Wasserdampf bzw. Kohlenstoffdioxid – entweichen als Gase aus dem Reaktionsgemisch

Question 29

Korrespondierende Redoxpaare

Answer 29

Aus einem starken Reduktionsmittel wird durch Elektronenabgebe ein schwaches Oxidationsmittel. Umgekehrt wird aus einem starken Oxidationsmittel durch Elektronenaufnahme ein schwaches Reduktionsmittel.

Question 30

Reaktionen von Metall-Atomen mit Metall-Kationen

Answer 30

Bei Redoxreaktionen in wässrigen Lösungen, an denen Metalle beteiligt sind, geben die Metall-Atome Elektronen unter Kationen (+) ab. Die Fähigkeit zur Elektronenabgabe (das Reduktionsvermögen) ist unterschiedlich ausgeprägt.

Question 31

Die Redoxreihe

Answer 31

Links: die Donatoren (Reduktionsmittel)

Rechts: die Akzeptoren (Oxidationsmittel)

Die Stärke der Donatoren nimmt von oben nach unten ab; das heisst, das Reduktionsvermögen wird nach unten geringer.

Die Stärke der Oxidationsmittel nimmt nach unten zu; das heisst, das Oxidationsvermögen wird nach unten grösser.

Da Metall-Atome bei chemischen reaktionen nur Elektronen abgeben können, stehen alle Metalle in der redoxreihe links, auf der Seite der Reduktionsmittel.

Die Metall-Ionen findet man meistens rechts.

Die Nichtmetalle stehen in der Redoxreihe in der rechten Spalte; sie sind mehr oder weniger starke Oxidationsmittel.

Mit Hilfe der Oxidationsreihe kann man leicht ermitteln, ob eine bestimmte Redoxreaktion ablaufen kann. Grundsätzlich gilt, dass eine Redoxreaktion nur dann abläuft, wenn sich dabei ein schwächeres Oxidations- bzw. Reduktionsmittel bildet.

Question 32

Reaktionen von Metallen mit Säuren und sauren Lösungen

Answer 32

Reaktion von unedlen Metallen mit sauren Lösungen:

Grundsätzlich können alle Metalle die oberhalb von Wasserstoff stehen, die H⁺ (aq)-Ionen saurer Lösungen unter Bindung von Wasserstoff reduzieren.

Solche Metalle werden als unedel bezeichnet.

Metalle die unterhalt von Wasserstoff stehen, reagieren mit sauren Lösungen nicht unter Wasserstoffentwicklung.

Beispiel: Geben wir Kupfer in verdünnte Salzsäure, so ist weder eine Gasentwicklung noch eine Veränderung am Kupfer zu beobachten. Da Kupfer in der Redoxreihe unterhalb von Wasserstoff steht, können die Kupfer-Atome keine Elektronen an die H⁺(aq)-Ionen der sauren Lösung abgeben.

Metalle, die in der Redoxreihe oberhalb von Wasserstoff stehen (unedle Metalle), reagieren mit sauren Lösungen unter Bildung von Wasserstoff. Edle Metalle werden dagegen von H⁺(aq)-Ionen nicht oxidiert.

Question 33

Edle Metalle und oxidierende Säuren

Answer 33

Edle Metalle können zwar nicht von den H⁺(aq)-Ionen saurer Lösungen oxidiert werden; dennoch lassen sich viele edle Metalle mit Hilfe sogenannten oxidierenden Säuren in Lösungen bringen.

Da in diesem Fall nicht das H⁺(aq)-Ion als Oxidationsmittel wirkt, bildet sich bei solchen Reaktionen ein Wasserstoff.

Question 34

Salze

Answer 34

• sind aus Ionen aufgebaut
• alle beteiligten Atome Edelgaskonfiguration
• Metalle geben Elektronen ab
• Nichtmetalle nehmen Elektronen auf

Question 35

Vorhersage des Ablaufs von Redoxreaktionen

Answer 35

• Red 2 kann mit Ox 3 reagieren:
• Red 2 + Ox 3 -> Red 3 + Ox 2
• Bei der Reaktion bildet sich das schwächere Oxidatiosnmittel und das schwächere Reduktionsmittel

Red 2 kann nicht mit Ox 1 reagieren!

es würde sich das stärkere Oxidationsmittel und das stärkere Reduktionsmittel bilden!