Kapitel 7: Redoxreaktionen - Elektrizität und Chemie (PDF)

7 Redoxreaktionen – Elektrizität und Chemie (Seite 185-206) 7.1 Oxidation und Reduktion 7.1.1 Historische Definitionen Oxidation = Reaktion mit Sauerstoff (d.h. das Produkt hat mehr Sauerstoff-Atome als der Ausgangsstoff) 4 Na + O2 -...

7 Redoxreaktionen – Elektrizität und Chemie (Seite 185-206) 7.1 Oxidation und Reduktion 7.1.1 Historische Definitionen Oxidation = Reaktion mit Sauerstoff (d.h. das Produkt hat mehr Sauerstoff-Atome als der Ausgangsstoff) 4 Na + O2 -> 2 Na2O Reduktion = Entzug von Sauerstoff aus einem Molekül: 2 HgO -> 2 Hg + O2 Oxidationsmittel: Sauerstoff ist das Oxidationsmittel => das Oxidationsmittel wird selbst reduziert Reduktionsmittel: z.B. das Natrium in der Reaktion oben => das Reduktionsmittel wird selbst oxidiert Weiteres Beispiel: FeO + CO -> Fe + CO2 Oxidiert wird: CO (CO ist das Reduktionsmittel) Reduziert wird: FeO (FeO ist das Oxidationsmittel) 7.1.2 Überleitung zur modernen Definition Sehen wir uns einmal die Reaktion von Kohlenstoff mit Kohlendioxid im Hochofen an. Man nennt sie auch das Boudouard-Gleichgewicht: C + CO2 -> 2CO Oxidiert wird der Kohlenstoff (er nimmt Sauerstoff auf). Kohlenstoff ist das Reduktionsmittel. Reduziert wird das Kohlendioxid (es gibt Sauerstoff ab). Kohlendioxid ist das Oxidationsmittel. Oder die Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser: 2 Na + H2O -> Na2O + H2 Auch wenn kein Sauerstoff als Element vorhanden ist, nimmt das Na den Sauerstoff auf => wird oxidiert Was tun wir jetzt aber mit Reaktionen ohne Beteiligung von Sauerstoff, wie zum Beispiel die Reaktion: 2 Na + Cl2 -> 2 NaCl (das wäre doch fast das Gleiche wie) 2 Mg + O2 -> 2 MgO Es liegt natürlich nahe, und ist auch korrekt, zu sagen (obwohl kein Sauerstoff beteiligt ist): „Chlor ist das Oxidationsmittel, und wird reduziert. Natrium ist das Reduktionsmittel und wird oxidiert.“ 7.1.3 Moderne Definition Was passiert also bei diesen Reaktionen eigentlich, wenn Sauerstoff gar nicht notwendig ist für eine Oxidation? Welche Teilchen wechseln von einem Atom zum anderen? Die Antwort ist: Wichtig sind bei Oxidation und Reduktion die Elektronen. Sie werden „ausgetauscht“. Weil die Elektronen immer von einem Partner abgegeben, aber von dem anderen auch aufgenommen werden müssen, gibt es keine Reduktion ohne Oxidation (und umgekehrt). Wir sprechen daher heute nur noch von Redox-Reaktionen. Wird etwas oxidiert, muss etwas anderes reduziert werden! Ist jetzt Oxidation Elektronenabgabe oder Elektronenaufnahme??? Finden wir es heraus. Dazu zerlegen wir die Reaktion in zwei sogenannte Teilreaktionen („Halbreaktionen“): Reaktion: 2 Mg + O2 -> 2 MgO Besteht aus: Oxidation: 2 Mg -> 2 Mg2+ + 4e¯ (Mg gibt die Elektronen ab) 2- Reduktion: O2 + 4 e¯ -> 2 O (O nimmt die Elektronen auf) Weil Magnesium oxidiert wird (Elektronendonator), gilt: Oxidation = Elektronen-Abgabe Weil Sauerstoff reduziert wird (Elektronenakzeptor), gilt: Reduktion = Elektronen-Aufnahme Wichtig sind die Elektronen: es werden immer gleich viele Elektronen aufgenommen wie abgegeben In gewissem Sinne verhalten sich Redoxreaktionen also ähnlich wie Säure-Base-Reaktionen. Bei Redoxreaktionen findet ein Elektronenübergang statt, bei Säure-Base-Reaktionen ein Protonenübergang. 35 7.1.4 Wie laufen Redoxreaktionen bei Molekülen ab und wem „gehören“ die Elektronen? Nicht nur in Salzen, sondern auch in Molekülen (-> kovalente Bindung) sind Oxidation und Reduktion möglich. Aber während in Salzen ziemlich klar ist, wer die Elektronen bekommt (das Nichtmetall) und abgibt (das Metall), ist das bei Molekülen nicht so klar, denn die Elektronen gehören ja beiden. Nur nicht gleich stark. Bei den Säuren (-> HCl-Molekül) haben wir schon festgestellt: das Elektron hält sich eher beim Chlor auf. Das Chlor ist also teilweise (partiell) negativ geladen, auch wenn eine Atombindung vorliegt (die ist aber polar). Wie stellen wir jetzt fest, wo ein Elektron sich „lieber“ aufhält. Ganz einfach: bei dem stärkeren „Nichtmetall“. Fluor ist das stärkste Nichtmetall, zieht das Elektron zu sich, und hat eine negative Teil-Ladung. Die Skala, mit der die Tendenz gemessen wird, Elektronen in Bindungen zu sich zu ziehen, nennt man „Elektronegativität“. Wir haben sie schon in Kapitel 4.6.2 kennengelernt, nämlich bei den polaren Bindungen. Fluor < Sauerstoff < Chlor = Stickstoff < Kohlenstoff < Wasserstoff < Silicium 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,1 1,9 Wir sehen nun sofort, warum sich CH4 (Methan) grundsätzlich anders in Reaktionen verhält wie SiH4 (Silan) ! => weil die Bindungspolarität anders ist: beim Methan ist der Wasserstoff leicht positiv geladen, während er beim Silan leicht negativ geladen ist (das nennen wir ein „Hydrid“). Silan ist viel reaktiver als Methan !! 7.2 Konzept der Oxidationszahl Wenn wir wissen wollen, ob eine Atomsorte in einer chemischen Reaktion oxidiert oder reduziert wird, müssen wir feststellen, wem die Elektronen vor und nach der Reaktion vollständig oder stärker gehören. Die Oxidationszahl ist so etwas ähnliches wie die Wertigkeit, aber sie misst nicht chemische Bindungen, sondern legt die Polarität der Bindung fest. Gehören beiden Partnern die Elektronen in gleichem Ausmaß, ist auch die Oxidationszahl gleich (fast immer Null), während die Wertigkeit (Bindigkeit) anders sein kann. In polaren Bindungen entspricht die Oxidationszahl der Wertigkeit, aber mit einem Vorzeichen. Die Oxidationszahl ist eine ganze arabische Ziffer. Die negativ, Null, oder positiv sein kann. Die Wertigkeit (Bindigkeit) ist eine ganze römische Ziffer, die immer ohne Vorzeichen geschrieben wird. 7.2.1 Wie bestimme ich Oxidationszahlen? 1) Die Oxidationszahl von Elementen ist IMMER NULL (0), auch wenn es ein Molekül bildet: 2) Die Oxidationszahl von Ionen in Salzen entspricht der Ionenladung z.B. Al2O3 ist aufgebaut aus Al3+ und O2-: OxZ (Al3+) = +3 OxZ (O2-) = -2 3) Bei Molekülen werden die Elektronen zur Berechnung dem Partner „gegeben“, der sie lieber hat, und bei dem sie sich lieber aufhalten. Wir tun so, als wären es die entsprechenden Ionen. z.B. CO (Kohlenmonoxid): Elektronen sind eher am O => OxZ (O) = -2 OxZ (C) = +2 REGELN für Oxidationszahlen: Elemente: haben die Oxidationszahl 0 (z.B. Mg, Fe, O2, Cl2) Ionen: Oxidationszahl des Ions ist die Ionen-Ladung Metalle: haben in Verbindungen immer positive Oxidationszahlen Nichtmetalle: haben in Verbindungen normalerweise negative Oxidationszahlen, an Sauerstoff oder Fluor gebunden aber positive !! Fluor: hat in seinen Verbindungen immer die Oxidationszahl -1 Wasserstoff: hat in Verbindungen die Oxidationszahl +1 (in Metall-Hydriden aber -1) Sauerstoff: hat in Verbindungen die Oxidationszahl -2 (in Peroxiden aber -1) Verbindungen: die Summe der Oxidationszahlen aller Atome einer neutralen chemischen Verbindung ist Null komplexe Ionen: Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Ladung des Ions 36 7.2.2 Übungen zur Oxidation, Reduktion, Oxidationszahl a) Schreiben Sie die Gleichung für die Verbrennung von Kohlenstoff mit Sauerstoff zu Kohlendioxid. Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der Elemente in allen Verbindungen. Welches Element wird oxidiert? Welches Element ist das Oxidationsmittel? b) Zu welcher Verbindung reagiert Natrium mit Sauerstoff? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung und bestimmen sie die Oxidationszahlen. c) Was versteht man in der Chemie unter Oxidation und was unter Reduktion (erweiterte Definition)? d) Nennen Sie je ein chemisches Oxidationsmittel und Reduktionsmittel e) Gegeben ist die Thermit Reaktion: Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3 - Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Elemente in allen Verbindungen. - welche Elemente werden oxidiert und welche reduziert ? - welches ist das Oxidationsmittel und welches das Reduktionsmittel ?‘ f) Zu welcher Verbindung reagiert Calcium mit Chlor? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung für die Gesamtreaktion. Bestimmen Sie alle Oxidationszahlen Schreiben Sie die Einzelreaktionen für die Oxidation und die Reduktion Welcher Stoff ist Oxidationsmittel und welcher Stoff ist Reduktionsmittel? 7.3 Die elektrochemische Spannungsreihe Jeder hat bestimmt schon einmal von den Edelmetallen gehört. Was macht diese Metalle so „edel“? Edelmetalle lassen sich nicht in Säuren auflösen (zumindest nicht in den „normalen“ die wir kennen). Sie existieren also lieber als Metalle und nicht gerne in Verbindungen. Dazu gehören Kupfer, Silber, und Gold. Daneben gibt es die sogenannten „unedlen“ Metalle. Sie lösen sich mehr oder weniger schnell in Säuren auf. Dazu gehören die meisten Metalle, z.B. Magnesium, Aluminium, Eisen, Nickel, Zink, Cobalt, und viele andere. Wie verhalten sich aber diese Metalle zueinander? Vielleicht hat der eine oder andere schon von dem Versuch gehört, wie man einen Eisennagel „verkupfern“ oder „versilbern“ kann: Man nimmt die Lösung eines Edelmetalls (z.B. Kupfersulfatlösung) und hält einen Eisennagel hinein. Weil das Kupfer lieber in Metallform (Element!) existiert als das Eisen, geht ein bisschen Eisen in Lösung und Kupfer scheidet sich auf dem Eisennagel ab: Eisen wird oxidiert, Kupfer reduziert. Cu2+ (aq) + Fe (s) -> Cu (s) + Fe2+ (aq) https://youtu.be/4DktB5jp2AY Das „aq“ steht für „aqua“ (lateinisch für Wasser) und bedeutet, dass die Ionen in Wasser gelöst sind. Das „s“ steht für „solidus“ (lateinisch für fest) und bedeutet, dass hier ein Feststoff (das Metall) vorliegt. Die Reaktion läuft nur in diese Richtung freiwillig ab, denn das Eisen existiert ja lieber als Salz, das Kupfer lieber als Element. Kupfer ist also „edler“ als Eisen. Sortiert man alle Metalle, ergibt sich die sogenannte „elektrochemische Spannungsreihe“ der Metalle und ihrer Ionen. Am einen Ende befinden sich die Alkalimetalle (das unedelste, was es gibt), am anderen Ende Gold und Platin (die edelsten Edelmetalle). 37  Und was ist mit dem Wasserstoff bzw. dem Säure-Ion H+ ? Wasserstoff ist zwar kein Metall, sondern ein Nichtmetall, aber Wasserstoff kann auch positiv geladene Ionen bilden – die Oxonium-Ionen. Also können wir den Wasserstoff bzw. das Säureion in die Spannungsreihe der Metalle aufnehmen. Und deswegen reagiert eine Säurelösung auch mit Magnesium-Granulat: es entsteht Wasserstoff und das Magnesium löst sich auf: Mg + 2 H3O+ -> Mg2+ + 2 H2O + H2 Auf dem Weg zur Batterie: Jetzt wissen wir also, dass bei der Reaktion des Eisennagels in der Kupfersalzlösung Elektronen fließen: Oxidation: Fe -> Fe2+ + 2 e¯ Reduktion: Cu2+ + 2 e¯ -> Cu Weil Elektronenfluss eigentlich Stromfluss bedeutet (wie in der elektrischen Leitung), könnten wir aus dieser Reaktion Strom und damit elektrische Energie gewinnen. Leider geht dies in diesem speziellen System nicht (Eisennagel in Kupfersulfatlösung), weil wir die Halbreaktionen nicht räumlich trennen können. Könnten wir es und würden einen Draht dazwischen spannen, hätten wir eine Batterie konstruiert !! Hier ist die elektrochemische Spannungsreihe der Elemente abgebildet. Die liest sich so: Bei den unedlen Metallen im oberen Teil der Tabelle läuft die Reaktion gegenüber der Wasserstoff-Säure-Elektrode freiwillig ab. Die haben ein negatives Standardpotential in Volt – das heißt, das Metall löst sich in Säure. Bei den Edelmetallen im unteren Teil der Tabelle läuft die Reaktion lieber umgekehrt ab. Das heißt, aus der Salzlösung scheidet sich das Edelmetall ab, aber es löst sich nicht auf. 7.4 Räumliche Trennung der Halbzellen – Galvanische Elemente und Batterien Ein galvanisches Element besteht aus zwei räumlich getrennten Halbzellen mit unterschiedlichen Redoxpaaren. Werden die Halbzellen leitend miteinander verbunden, fließt elektrischer Strom. Eine Halbzelle besteht aus einer Metallelektrode, die in den entsprechenden Elektrolyten taucht. Elektrolyt: eine wässrige Lösung von Ionen, die den elektrischen Strom leitet Batterie: Elektrischer Strom wird erzeugt, der Prozess ist aber nicht umkehrbar Akkumulator: Der Prozess kann durch Anlegen einer entgegengesetzten Spannung umgekehrt werden, der Akku aufgeladen Elektrolyse: Die Elektrolyse ist die Umkehrung einer freiwillig ablaufenden (exothermen) Redox-Reaktion: unter Zuführung elektrischen Stroms wird z.B. aus Natriumchlorid wieder Natrium und Chlor gewonnen, oder aus Aluminium- oxid wieder Aluminium und Sauerstoff. Brennstoffzelle: In der Brennstoffzelle wird die Umsetzung von Wasserstoff mit Sauerstoff zu Wasser „entkoppelt“, so dass elektrische Energie nutzbar gemacht werden kann. Die ist die Umkehrung der Wasser-Elektrolyse. 38 7.5 Youtube Links Redoxreaktionen & Oxidationszahlen, Elektrochemie: https://www.youtube.com/watch?v=csRIZZuIC0Q https://www.youtube.com/watch?v=Y3BmwGyVjt8 https://www.youtube.com/watch?v=FiZluoF-hrw https://www.youtube.com/watch?v=NYQ1E3v8Zqs Redoxreaktionen: Edle und unedle Metalle: https://www.youtube.com/watch?v=dLLxuL-AlOE https://www.youtube.com/watch?v=cGHvMEpAZY4&list=PLtlSLYIsMOCjFzWjKp4r_EVWf2MVcB99q&index=1 Elektrochemie: Galvanische Zellen: https://www.youtube.com/watch?v=gifwGurgfVk Spannungsreihe (sehr ruhig): https://www.youtube.com/watch?v=lXBUfAmvSQE&list=PLtlSLYIsMOCjFzWjKp4r_EVWf2MVcB99q&index=2 Spannungsreihe (etwas lebendiger): https://www.youtube.com/watch?v=TTG_LOP3w0A 7.6 Aufgaben a) Buch Seite 205-206: Aufgaben 1-6 b) Nennen Sie zwei edle Metalle und zwei unedle Metalle (Name und Symbol). c) Welches Element des Periodensystems dient als Referenz/Bezug zur Festlegung, ob es sich um ein edles oder unedles Metall handelt? d) Kreuzen Sie die richtigen Aussagen zu Redoxreaktionen an. - Unedle Metalle lassen sich leichter oxidieren als edle Metalle. □ - Unedle Metalle lassen sich leichter reduzieren als edle Metalle. □ - Oxidationsmittel nehmen bei einer Redoxreaktion Elektronen auf. □ - Reduktionsmittel werden bei einer Redoxreaktion reduziert. □ - Die Abgabe von Elektronen wird als Oxidation bezeichnet. □ - Halogene sind gute Reduktionsmittel. □ e) Ein Zinknagel wird in eine Lösung von Silber(I)-sulfat getaucht. a) Welches Metall ist edler, Silber oder Zink? b) Beantworten Sie folgende Fragen zu den Reaktionen dieses Versuchs auf einem Extrablatt: - Schreiben Sie die Gesamt-Reaktionsgleichung auf - Welches Element wird oxidiert, welches Element wird reduziert? - Wie lauten die Gleichungen für die Oxidation und die Reduktion? Verwenden Sie für die Gleichungen die Ionenform der Metalle. - Welches Element geht in Lösung, welches Element scheidet sich ab? - Was passiert auf der Oberfläche des Nagels? 8 Rechnen in der Chemie - Stöchiometrie (Seite 207-220) 8.1 Von Portionen und Mengen Der Begriff „Menge“ wird in der Chemie immer für die Größe reserviert, die proportional ist zu der Anzahl der Moleküle. Deswegen ist es wichtig, immer das zu sagen, was man meint - Kilogramm (oder Gramm) = MASSE („Stoffportion“) - Mol = STOFFMENGE (eine bestimmte Anzahl von Teilchen) Aber wie viele Teilchen genau sind jetzt ein „mol“? Wir haben im Periodensystem schon die „unit“ kennengelernt als relative Massenzahl der Atome zueinander. 39