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Tutorium Chemie

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Redoxreaktionen 1- Einführung, Grundbegriffe, Oxidationszahlen



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.

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

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

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