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CHEMIE

Timm Wilke

Georg-August-Universität Göttingen

Wintersemester 2013 / 2014

KAPITEL 5- REAKTIONEN DER ANORGANISCHEN CHEMIE

Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie Folie 2

Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie

Wiederholung: Teilreaktionen

(I) Mg Mg2+ + 2 e- | * 2

(II) O2 + 4 e- 2 O2-

2 Mg + O2 2 MgO

(I) Mg Mg2+ + 2 e-

(II) Br2 + 2 e- 2 Br-

Mg + Br2 MgBr2

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Wiederholung: RedOx-Reaktionen

Oxidation bezeichnet die Abgabe von Elektronen,

Reduktion die Aufnahme von Elektronen. Reaktionen

bei denen Elektronenübertragungen stattfinden, werden

als Reduktions-Oxidations-Reaktionen, oder kurz

Redoxreaktionen bezeichnet.

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Historisches: Reduktion von Metalloxiden

Früher wurden Reaktionen, die unter Entzug von Sauerstoff

stattfanden, Reduktionsreaktionen genannt.

Möglicher Ursprung des Begriffs: Darstellung der reinen Metalle

aus ihren (oxidischen) Erzen: Metalle kommen häufig als

Metalloxide in der Natur vor. Durch den Entzug von Sauerstoff

werden Metalloxide auf das enthaltene reine Metall reduziert.

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Anwendungen: Oxidations- und Reduktionsmittel

Silberoxid (Ag2O) lässt sich – wie im Prinzip alle Metalloxide –

durch starkes Erhitzen in seine Elemente zerlegen.

2 Ag2O 4 Ag + O2

Durch thermische Zersetzung wird Silber wird reduziert und

Sauerstoff oxidiert.

Probleme: Unwirtschaftlich, da hohe Energie nötig. Viele

Metalloxide sehr stabil und damit schwer zu trennen.

Vorteilhaft: Trennen durch Reduktionsmittel.

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Reduktionsmittel

Erhitzt man Ag2O zusammen

mit fein verteiltem Kohlestaub

(elementarer Kohlenstoff) läuft

folgende Reaktion bei weitaus

niedrigeren Temperaturen ab:

2 Ag2O + C 4 Ag + CO2

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Kohlenstoff als Reduktionsmittel

2 Ag2O + C 4 Ag + CO2

Kohlenstoff dient in dieser Reaktion als Reduktionsmittel,

da es seinen Reaktionspartner reduziert.

Umgekehrt wäre in diesem Versuch Silberoxid ein

Oxidationsmittel, da es Kohlenstoff oxidiert.

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Oxidationsmittel / Reduktionsmittel

Ein Reduktionsmittel gibt in einer chemischen Reaktion Elektronen

ab und reduziert somit seinen Reaktionspartner. Es wird dabei

selbst oxidiert.

Ein Oxidationsmittel nimmt in einer chemischen Reaktion

Elektronen auf und oxidiert somit seinen Reaktionspartner. Es

wird dabei selbst reduziert

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Metalle als Reduktionsmittel

Werden Kupferoxid (CuO) und Eisen (Fe) zusammen erhitzt,

findet folgende Reaktion statt:

6 CuO + 2 Fe 6 Cu + 2 Fe2O3

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Metalle als Reduktionsmittel

Ein gleicher Versuchsaufbau mit Eisenoxid und Kupfer als

Reduktionsmittel funktioniert nicht.

Manche Metalle sind stärkere Reduktionsmittel als andere

Kupfer gehört zu den Edelmetallen und ist (wie in den

Reaktionen gezeigt) ein edleres Metall als Eisen.

Unedlere Metalle reduzieren die Oxide edlere Metalle

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Aufgabe

Vervollständige anhand der im Folgenden gezeigten Reaktionen das

gezeigte Schema mit: Magnesium(oxid), Zink(oxid), Silber(oxid).

Reduktionsvermögen nimmt zu

_____________ _______________ ___Eisen___ ___Kupfer___ _______________

____________ ______________ __Eisenoxid__ ___Kupferoxid_ _______________

Oxidationsvermögen nimmt zu

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Reaktionen

CuO + 2 Ag -// Ag2O + Cu

ZnO + Mg MgO + Zn

3 Zn + Fe2O3 3 ZnO + 2 Fe

MgO + Zn -// ZnO + Mg

Cu + Ag2O 2 Ag + CuO

3 ZnO + 2 Fe -// 3 Zn + Fe2O3

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Musterlösung

Regel: Unedlere Metalle oxidieren die Oxide edlere Metalle

Beispiel: Zink kann Eisenoxid reduzieren, Magnesiumoxid aber nicht.

Reduktionsvermögen nimmt zu

Magnesium Aluminium Zink Eisen Kupfer Silber

Magnesiumoxid Aluminiumoxid Zinkoxid Eisenoxid Kupferoxid Silberoxid

Oxidationsvermögen nimmt zu

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Thermitreaktion

Fe2O3 + 2 Al 2 Fe + Al2O3

Bei dieser Reaktion wird sehr viel Energie freigesetzt

Entstehendes Eisen ist flüssig

Einsatzgebiet: (unter anderem) Gleisbau

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Thermitverfahren

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Gemeinsamkeiten einiger RedOx-Reaktionen

(... machen das Leben leichter)

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Oxidations- und Reduktionsvorgänge

Analog zu den bisher behandelten Reaktionen:

Metalle + Sauerstoff Metalloxide

– 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

Metalle + Halogene Metallhalogenide

– 2 Fe + 3 Cl2 2 FeCl3

Metalle + Schwefel Metallsulfide

– Cu + S CuS

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Metalle und Säuren

Unedle Metalle reagieren ebenfalls nach einem festgelegten

Schema mit Säuren

Unedles Metall + Säure Salz + Wasserstoff

Beispiel: Zn + 2 H+ Zn2+ + H2

Oxidation:

Reduktion:

Gesamtgleichung:

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Allgemeines Schema

Valenzelektronen (Elektronen auf der äußeren Schale) an und

geht in Lösung:

M Mx+ + x*e-

Hieran gekoppelt ist die Aufnahme dieser Elektronen durch die

(säurebedingt) im Überschuss vorliegenden H+-Ionen:

x H+ + x*e- x H

Die Wasserstoffatome reagieren direkt weiter zu H2-Molekülen gemäß:

2 H H2

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Gültigkeit

Für n findet man in fast allen Fällen die Werte n = 1,2,3.

Für n = 2 ergibt sich für Zink:

Zn + 2 H+ Zn2+ + 2 H Zn2+ + H2

Für n = 3 ergibt sich für Zink:

Al + 3 H+ Al3+ + 3 H Al3+ + 1 ½ H2

2 Al + 6 H+ 2 Al3+ + 6 H 2 Al3+ + 3 H2

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Aufgaben

Erstellt die Redox-Gleichungen für folgende Reaktionen:

– Eisen (gibt 3 Elektronen ab) + Salzsäure

– Titan (gibt 4 Elektronen ab) + Sauerstoff

– Magnesium (gibt 2 Elektronen ab) + Schwefel

– Silber (gibt 1 Elektron ab) + Chlor

– Chrom (gibt 5 Elektronen ab) + Sauerstoff

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Elektrolyse

Anodenprozess (Oxidation):

2 Cl- Cl2 + 2 e-

Kathodenprozess (Reduktion):

2 Na+ + 2e- 2 Na

Durch Einsetzen elektrischer Energie lassen sich mit der Elektrolyse Reaktionen „erzwingen“, die spontan nicht ablaufen würden. Auf diese Weise werden Elemente wie Natrium und Chlor hergestellt, die in der Natur nur als Verbindungen vorkommen

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Elektrolyse

Je nach Metall/Stoff findet man ein unterschiedlich großes

Bestreben, Elektronen abzugeben. Entsprechend muss

unterschiedlich viel Energie (Spannung) aufgewendet werden, um

den Umkehrprozess elektrochemisch in Gang zu setzten.

Kombiniert man in einem galvanischen Element Elektroden

verschiedener Metall mit Salzlösungen der Metalle, so erhält man

eine Stromquelle, der Strom fließ vom unedleren Metall zum

edleren:

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Elektrolyse

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Oxidation: Zn Zn2+ + 2e- Reduktion: Cu2+ + 2e- Cu Gesamteaktion: Zn + Cu2+ Cu + Zn2+ An der Kupferelektrode scheidet sich Kupfer ab.


Oxidationszahlen

Viele Elemente können in Verbindungen in unterschiedlichen

Oxidationsstufen vorliegen. D.h. sie haben unterschiedlich viele

ihrer Außenelektronen abgegeben oder in einer polaren

Bindung an sich gezogen. Um die daraus resultierenden

unterschiedlichen Oxidationsstufen eines Elementes zu

charakterisieren, wurden die Oxidationszahlen eingeführt.

Elemente besitzen immer die Oxidationszahl 0

Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung

des Ions.

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Aufgabe: Oxidationszahlen

Bestimmt die Oxidationszahlen der Atome in:

– NaCl, Na2SO4, NaNO3, NaNO2, NH4Cl, NH4NO2

– HCHO, HCOOH, CH3OH, CH3COCH3

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Rechtliches

Abbildungsnachweis:

Folie 2, 7, 10: elemente chemie II, Klett Verlag, S. 228, 234.

Folie 16: http://www.youtube.com/watch?v=5uxsFglz2ig

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