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Redoxreaktionen
Oxidation – Erhöhung der Oxidationszahl eines Atoms – Abgabe von Elektronen
Reduktion – Erniedrigung der Oxidationszahl eines Atoms –Aufnahme von Elektronen
Oxidation – Reduktion – Oxidationsmittel – Reduktionsmittel
Oxidationszahlen
H
Alkalimetalle
Erdalkalimetalle
Erdmetalle
Kohlenstoffgruppe
N
O S
F Halogene
Oxidationszahlen
Geben Sie die Oxidationszahlen der Elemente in folgenden Verbindungen an:
U2Cl10, BiO+, Na6V10O28, K2SnO3, Ta6O198-, K2Ti2O5, Mg[BF4)2, Cs2TeF8,
K2W4O13, S2O5Cl2, B2Cl4, XeO64-, UO2
2+, IF7, Fe(CO)5, Ni(CO)4, Co2(CO)8
Na2Fe(CO)4
Geben Sie je ein Beispiele für Verbindungen des Stickstoffs für die möglichen Oxidatinszahlen -3 bis +5.
H3N, H2N-NH2; H2NOH, N2, N2O, NO, N2O3, NO2, HNO3
NaH, CH4, SiH4, NH3, PH3, H2O, H2O2, OF2, KO2
Redoxreaktionen
Redoxpaare – Oxidationsmittel – Reduktionsmittel
Redoxpaar 1 Red 1 Ox 1 + 1 e-
Redoxpaar 2 Ox 2 + 1 e- Red 2
Redoxreaktion Red 1 + Ox 2 OX 1 + Red 2
Redoxpaar 1 2 Na 2 Na+ + 2 e-
Redoxpaar 2 Cl2 + 2 e- 2 Cl-
Redoxreaktion 2 Na + Cl2 2 NaCl
Redoxreaktionen
Vervollständigen Sie folgende Redoxgleichungen:
Cr2O72- + H2S Cr3+ + S saures Milieu
Cr2O72- + 6e- + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O
H2S S + 2e- + 2H+ /·3
Cr2O72- + 3H2S + 8H+ 2Cr3+ + 3S + 7H2O
saures Milieu
Redoxreaktionen
Vervollständigen Sie folgende Redoxgleichung:
MnO4- + I- MnO4
2- + IO4- basisches Milieu
MnO4- + 1e- MnO4
2- /·8
I- + 8OH- IO4- + 4H2O + 8e-
8 MnO4- + I- + 8OH- 8MnO4
2- + IO4- + 4H2O
basisches Milieu
Spannungsreihe
+1,51+ 5 e-MnO4- + 8 H3O+Mn2+ + 12 H2O
+1,50+ 3 e-Au3+Au
+2,87+ 2 e-F22 F-
+1,46+ 2 e-PbO2 + 4 H3O+Pb2+ + 6 H2O+1,36+ 2 e-Cl22 Cl-+1,33+ 6 e-Cr2O7
2- + 14 H3O+2 Cr3+ + 21 H2O
0+ 2 e-2 H3O+H2 + H2O
-0,76+ 2 e-Zn2+Zn-1,19+ 2 e-Mn2+Mn-1,68+ 3 e-Al3+Al-2,71+ e-Na+Na-2,87+ 2 e-Ca2+Ca-2,92+ e-K+K-3,04+ e-Li+LiStandardpotential /Vn e-Oxidierte FormReduzierte Form
Redoxreaktionen
Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Zn Zn2+ E0 = -0,7628 Ox
Cu Cu2+ E0 = +0,337 Red
Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu
Fe Fe2+ E0 = -0,4402 Red
Cu + Cu2+ 2Cu+ saure Lsg.!!!
Cu Cu+ E0 = +0,521
Cu+ Cu2+ E0 = +0,159
Redoxreaktionen
Fe + H3O+ + Cl-
Fe2+ + H3O+ + Cl-
Fe2+ + H3O+ + NO3-
H2 2H+ E0 = 0 V
Fe Fe2+ E0 = -0,4402 V
Fe2+ Fe3+ E0 = +0,771 V
NO + 2H2O NO3- + 4H+ E0 = +0,96 V
Redoxreaktionen
Zn Zn2+ E0 = -0,7628 V
Cu Cu2+ E0 = 0,337 V
H2 2H+ E0 = 0 V
NO + 2H2O NO3- + 4H+ E0 = +0,96 V
Wie reagiert Salzsäure mit Zink bzw. mit Kupfer? Wie reagieren diese Metalle mit verdünnter bzw. konzentrierter Salpetersäure?
Redoxreaktionen
In3+ -0,434 V In+ -0,147 V In
-0,338 V
• Ist In+ stabil gegen Disproportionierung?
• Welche Verbindung wird gebildet, wenn In mit H+(aq) reagiert?
• Reagiert In mit Chlor? Welche Verbindung ist das Produkt?
2Cl- Cl2 E0 = +1,3595 V (saure Lösung)
Disproportionierung
In3+
InCl3
Redoxreaktionen
Tl3+ +1,25 V Tl+ -0,34 V Tl
+0,72 V
• Ist Tl+ stabil gegen Disproportionierung?
• Welche Verbindung wird gebildet, wenn Tl mit H+(aq) reagiert?
• Reagiert In mit Chlor? Welche Verbindung ist das Produkt?
2Cl- Cl2 E0 = +1,3595 V (saure Lösung)
Ja - Komproportionierung
Tl1+
TlCl3
Redoxreaktionen
Manganometrie – Bestimmung von FeII
MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+ saures Milieu
MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O
Fe2+ Fe3+ + e- /·5
8H+ + 5Fe2+ + MnO4- 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
Redoxreaktionen
Iodometrie – Bestimmung von CuII - Stärkelösung
2Cu2+ + 4I- 2CuI + I2I2 + 2S2O3
2- 2I- + S4O62-
Nernst‘sche Gleichung
Red Ox + n e-
)Red()Ox(ln0
cc
nFRTEE +=
Redoxpotential E
R – Gaskonstante
T –Temperatur /K
F – Faraday-Konstante (96487 As·mol-1)
n – Zahl der Elektronen
c – Standardkonzentration bezogen auf 1 mol·L-1
Ox – Produkt der Konzentrationen aller Reaktionsteilnehmer auf der Seite der oxidierten Form
Red
Für 25 oC (298 K) gilt
)Red()Ox(log059,00
cc
nEE +=
c(Ox) = c(Red) = 1 mol/L
E = E0
Nernst‘sche Gleichung
Gesucht ist das Potential des Redoxpaares Mn2+/MnO4-, E0 = 1,5 V.
Teilreaktion
MnO4- + 8 H3O+ + 5e- Mn2+ + 12H2O
pH-Abhängigkeit des Potentials
)()()()(
log5059,05,1
2122
38
4
OHcMncOHcMnOcE
⋅⋅
+= +
+−
)()()(
log5059,05,1 2
38
4+
+− ⋅+=
MncOHcMnOcE
Nernst‘sche Gleichung
Wie groß ist das Reduktionspotential einer Permanganat-Lösung mit c(MnO4
-) = 0,1 mol/L, die Mn2+-Ionen mit c(Mn2+) = 10-3 mol/L enthält, bei pH = 1 und bei pH = 5?
Halbreaktion
MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ E0 = 1,51 V
)()()(log
50592,051,1 2
84
+
+− ⋅⋅+=
MncHcMnOcE
pH = 1, c(H+) = 10-1 mol/L
V44,1V10
1010log5
0592,051,1 3
81
=⋅⋅+= −
−−
E
V06,1V10
1010log5
0592,051,1 3
401
=⋅⋅+= −
−−
E
2Cl- Cl2 E0 = 1,36 V
Nernst‘sche Gleichung
Läuft die folgende Reaktion ab, wenn die Konzentration aller gelösten Stoffe1,0 mol/L beträgt?
MnO2(s) + 4H+(aq)+ 2Cl-(aq) Mn2+(aq) + 2H2O + Cl2(g)
2Cl- Cl2 E0 = 1,36 V
Läuft die Reaktion ab, wenn c(H+) = 10,0 mol/L und c(Cl-) = 10,0 mol/L ist?
∆E0 = -0,13 V
∆E0 = 0,05 V – findet statt!
Red1 Ox1 E10
Red2 Ox2 E20
∆E0 = E20 – E1
0 > 0
Potentiometrie
Normalwasserstoffelektrode
Glaseletrode
1 Lösung mit definiertem pH-Wert
2 Dünnwandige Glaskugel
3 Ag-Draht
4 KCl-Lösung, c(Cl-) = 0,1 mol/L
5 AgCl(s)
6 poröse Trennwand
