Revision history for TutoriumChemieRedoxreaktionen
Deletions:
Additions:
__Zusatzaufgaben:__
- Auflösung von Eisen in konzentrierter Salzsäure
- Auflösen von Aluminium in konzentrierter Salzsäure
- Auflösen von Aluminium in Natronlauge
- Korrosion von Eisen an feuchter Luft
- Korrosion von Eisen bei Sauerstoffmangel (Wasserstoffkorrosion)
- Auflösung von Eisen in konzentrierter Salzsäure
- Auflösen von Aluminium in konzentrierter Salzsäure
- Auflösen von Aluminium in Natronlauge
- Korrosion von Eisen an feuchter Luft
- Korrosion von Eisen bei Sauerstoffmangel (Wasserstoffkorrosion)
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Additions:
__Wichtige Ionen im Überblick:__
- Sulfat-Ion SO4^(2-)
- Sulfit-Ion SO3^(2-)
- Thiosulfat-Ion S2O3^(2-)
- Nitrat-Ion NO3^(-)
- Hydroxid-Ion OH^(-)
- Hydronium-Ion H3O^(+)
- Carbonat-Ion CO3^(2-)
- Phosphat-Ion PO4^(3-)
- Ammonium-Ion NH4^(+)
__Standard-Redoxpotentiale und elektrochemische Spannungsreihe:__
-Bezugssystem ist Standard-Wasserstoffelektrode
→ beliebig auf 0V gesetzt
- edle Metalle haben positives Normalpotential, nehmen Elektronen auf
- unedle Metalle habe negatives Normalpotential, geben Elektronen ab
__Beurteilung von Redoxreaktionen:__
Redoxreaktionen laufen freiwillig ab wenn:
- ∆Oz = 0, also die Summe/Differenz aller Ordnungszahlen gleich 0 ist
- die Anzahl der ausgetauschten Elektronen gleich ist
- E°Red>E°Ox, d.h. Das Normalpotential der Reduktionsreaktion größer ist als das der Oxidation
- Sulfat-Ion SO4^(2-)
- Sulfit-Ion SO3^(2-)
- Thiosulfat-Ion S2O3^(2-)
- Nitrat-Ion NO3^(-)
- Hydroxid-Ion OH^(-)
- Hydronium-Ion H3O^(+)
- Carbonat-Ion CO3^(2-)
- Phosphat-Ion PO4^(3-)
- Ammonium-Ion NH4^(+)
__Standard-Redoxpotentiale und elektrochemische Spannungsreihe:__
-Bezugssystem ist Standard-Wasserstoffelektrode
→ beliebig auf 0V gesetzt
- edle Metalle haben positives Normalpotential, nehmen Elektronen auf
- unedle Metalle habe negatives Normalpotential, geben Elektronen ab
__Beurteilung von Redoxreaktionen:__
Redoxreaktionen laufen freiwillig ab wenn:
- ∆Oz = 0, also die Summe/Differenz aller Ordnungszahlen gleich 0 ist
- die Anzahl der ausgetauschten Elektronen gleich ist
- E°Red>E°Ox, d.h. Das Normalpotential der Reduktionsreaktion größer ist als das der Oxidation
Additions:
__Oxidation__:Ist die Teilreaktionen bei der Elektronen abgegeben werden.
A→A^(+) + e^(-)
__Reduktion:__ Ist die Teilreaktionen bei der Elektronen aufgenommen werden.
B + e^(-) → B^(-)
__Oxidationsmittel:__ Ist der Reaktionspartner der Elektronen aufnimmt (Elektronenakzeptor) und dabei reduziert wird.
__Reduktionsmittel:__ Ist der Reaktionspartner der Elektronen abgibt (Elektronendonator) und dabei oxidiert wird.
Gesamtreaktion:
A→A^(+) + e^(-) Oxidation
+ B + e^(-)→ B^(-) Reduktion
A + B + e^(-)↔AB + e^(-)
RM OM
__Oxidationszahlen:__ Die Oxidationszahl dient als Hilfsgröße zur Beurteilung von Redoxreaktionen. Manche Elemente haben feste Oxidationszahlen z.B. Sauerstoff und Wasserstoff, die meisten Elemente können jedoch in mehreren Oxidationsstufen vorkommen (siehe Tabelle).
__Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen:__
- In Elementverbindungen (H2 , N2 , Cl2 , usw.) ist die Oxidationszahl Null.
- Die Summe der Oxidationszahlen in einer neutralen Verbindung ist Null.
- Die Summe der Oxidationszahlen eines Ions ist gleich seiner Ladung.
- Der elektronegativere Bindungspartner erhält die negative Oxidationszahl.
- Die Oxidationszahl des Sauerstoffs ist wegen seiner hohen Elektronegativität meist -2.
- Die Oxidationszahl des Wasserstoffs ist für das häufigste wenig elektronegative - Nichtmetall meist +1.
- Die Bindung zwischen zwei gleichen Atomen wird zu gleichen Teilen zwischen den - - Atomen aufgeteilt.
- Ausnahmen: Sauerstofffluoride (0 ist +2), Peroxide (O ist -1) und Metallhydride (H=-1)
__Häufige Oxidationszahlen einiger Elemente:__
- Wasserstoff: 1, -1
- Sauerstoff: -2, -1
- Kohlenstoff:4, 2, -4
- Stickstoff: 5, 4, 3, 2, -3
- Brom: 7, 5, 3, 1, -1
- Chlor: 7, 5, 3, 1, -1
- Flour: -1
- Eisen: 6, 4, 5, 3, 2, 1, 0, -1, -2
- Blei: 4, 2
- Kupfer: 4, 3, 2, 1
- Nickel: 4, 3, 2, 1, 0, -1
- Zink: 2
- Wolfram: 6, 5, 4, 3, 2, 0, -1, -2
- Silicium: 4, 2, -4
- Lithium: 1
- Chrom: 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2
- Bor: 3
- Kalium: 1
- Mangan: 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3
- Barium: 2
- Quecksilber: 2, 1
- Silber: 3, 2, 1
- Phosphor: 5, 3, -3
||
A→A^(+) + e^(-)
__Reduktion:__ Ist die Teilreaktionen bei der Elektronen aufgenommen werden.
B + e^(-) → B^(-)
__Oxidationsmittel:__ Ist der Reaktionspartner der Elektronen aufnimmt (Elektronenakzeptor) und dabei reduziert wird.
__Reduktionsmittel:__ Ist der Reaktionspartner der Elektronen abgibt (Elektronendonator) und dabei oxidiert wird.
Gesamtreaktion:
A→A^(+) + e^(-) Oxidation
+ B + e^(-)→ B^(-) Reduktion
A + B + e^(-)↔AB + e^(-)
RM OM
__Oxidationszahlen:__ Die Oxidationszahl dient als Hilfsgröße zur Beurteilung von Redoxreaktionen. Manche Elemente haben feste Oxidationszahlen z.B. Sauerstoff und Wasserstoff, die meisten Elemente können jedoch in mehreren Oxidationsstufen vorkommen (siehe Tabelle).
__Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen:__
- In Elementverbindungen (H2 , N2 , Cl2 , usw.) ist die Oxidationszahl Null.
- Die Summe der Oxidationszahlen in einer neutralen Verbindung ist Null.
- Die Summe der Oxidationszahlen eines Ions ist gleich seiner Ladung.
- Der elektronegativere Bindungspartner erhält die negative Oxidationszahl.
- Die Oxidationszahl des Sauerstoffs ist wegen seiner hohen Elektronegativität meist -2.
- Die Oxidationszahl des Wasserstoffs ist für das häufigste wenig elektronegative - Nichtmetall meist +1.
- Die Bindung zwischen zwei gleichen Atomen wird zu gleichen Teilen zwischen den - - Atomen aufgeteilt.
- Ausnahmen: Sauerstofffluoride (0 ist +2), Peroxide (O ist -1) und Metallhydride (H=-1)
__Häufige Oxidationszahlen einiger Elemente:__
- Wasserstoff: 1, -1
- Sauerstoff: -2, -1
- Kohlenstoff:4, 2, -4
- Stickstoff: 5, 4, 3, 2, -3
- Brom: 7, 5, 3, 1, -1
- Chlor: 7, 5, 3, 1, -1
- Flour: -1
- Eisen: 6, 4, 5, 3, 2, 1, 0, -1, -2
- Blei: 4, 2
- Kupfer: 4, 3, 2, 1
- Nickel: 4, 3, 2, 1, 0, -1
- Zink: 2
- Wolfram: 6, 5, 4, 3, 2, 0, -1, -2
- Silicium: 4, 2, -4
- Lithium: 1
- Chrom: 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2
- Bor: 3
- Kalium: 1
- Mangan: 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3
- Barium: 2
- Quecksilber: 2, 1
- Silber: 3, 2, 1
- Phosphor: 5, 3, -3
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Deletions:
||
Additions:
||**Definition:**
Redoxreaktionen sind Reaktionen bei denen Elektronen zwischen den Reaktionspartnern ausgetauscht werden. Sie setzen sich stets aus den Teilreaktionen Oxidation und Reduktion zusammen.
Oxidation:Ist die Teilreaktionen bei der Elektronen abgegeben werden.
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Redoxreaktionen sind Reaktionen bei denen Elektronen zwischen den Reaktionspartnern ausgetauscht werden. Sie setzen sich stets aus den Teilreaktionen Oxidation und Reduktion zusammen.
Oxidation:Ist die Teilreaktionen bei der Elektronen abgegeben werden.
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