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Redoxreaktionen
Reduktion ist immer mit einer
Oxidation gekoppelt!
Geschichte
Oxidation:
Elemente + Sauerstoff
Oxid
1. Versuch: Pyrophores Eisen
Fe(OOCCOO)
Fe + 2 CO2 ↑
4 Fe + 3 O2
2 Fe2O3
Geschichte
2. Versuch: Waage - Eisenoxid
Warum schwerer
2 Fe + O2
2 FeO
1783: Lavoisier
oxygène (frz.) = Sauerstoff
Verbrennung = Vereinigung mit Sauerstoff
Geschichte
Reduktion:
Metallherstellung
Kupferzeit, Bronzezeit, Eisenzeit
800 v. Chr. Eisenherstellung mittels Rennöfen
Redoxreaktionen:
Aufnahme und Abgabe von Sauerstoff
Definition
3.1 Versuch: Kupferdarstellung I
CuO + Fe
Cu + FeO
3.2 Versuch: Kupferdarstellung II
CuCl2 + Fe
Cu + FeCl2
Definition
Sauerstoffabgabe
Reduktion
CuO + Fe
Cu + FeO
Oxidation
Sauerstoffaufnahme
Elektronenaufnahme
Reduktion
2+
0
CuCl2 + Fe
0
2+
Cu + FeCl2
Oxidation
Elektronenabgabe
Definition
Cu2+ + Fe
Cu + Fe2+
Teilreaktionen
Reduktion:
Cu2+ + 2 e-
Cu
Oxidation:
Fe
2 e- + Fe2+
Definition
Redoxreaktionen =
Elektronenübertragungsreaktionen
Oxidation = e- - Abgabe
Reduktion = e- - Aufnahme
Oxidationsmittel wirkt oxidierend und wird selbst
reduziert! (Elektronenakzeptor)
Reduktionsmittel wirkt reduzierend und wird selbst
oxidiert! (Elektronendonator)
Definition
4.1 Versuch: Cl2-Darstellung
2 KMnO4 + 16 HCl
5 Cl2 + 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O
4.2 Versuch: NaCl – Synthese
2 Na + Cl2
2 NaCl
Oxidationszahlen
1. Die Summe der OZ ist
in
OZungeladenen
(MgCl2)Fiktive
= 0 Verbindungen
Zahlen!!! = 0,
in
= der Ladung.
OZgeladenen
(NH4+) = Atomgruppen
1+
2. H in Verbindungen im „Normalfall“ 1+
0, 1+, 1-, 2+, …
(in Hydriden 0,
1-)-1, -1, -2, …
0, I+,
II+, …
3. O in Verbindungen
imI-,
„Normalfall“
2+I, -I, -II, …
(in Peroxiden0,1-)
4. Fluor, als elektronegativstes Element hat OZ 1-
Oxidationszahlen
Schreibweise
4+
1+ 2?
H2S
6+
SO3
SO2
4+
H2SO3
6+
H2SO4
Spannungsreihe
Geschichte:
17 Jh. Volta und seine Zunge
Definition:
2 verschiedene Metalle in einem Elektrolyten
Spannung
Halbzelle: Metall in Metallsalzlösung
Bsp.: Zn-Stab in ZnSO4-Lösung
Daniell-Element: 2 Halbzellen + Salzbrücke
Daniell-Ellement
5. Versuch: Daniell-Element
Cu2+ + 2 e-
Cu
Zn
2 e- + Zn2+
Cu2+ + Zn
Cu + Zn2+
Daniell - Element
 Kupfer-, Zinkhalbzelle
 1 molare
Elektrolytlösungen
 Salzbrücke Ionenaustausch
Spannungsreihe
oxidierte Form
reduzierte Form
Standardpotential
Li+
+ e-
Li
- 3,05 V
Na+
+ e-
Na
- 2,71 V
Mg2+ + 2 e-
Mg
- 2,27 V
Zn2+ + 2 e-
Zn
- 0,76 V
Fe2+ + 2 e-
Fe
- 0,41 V
Sn2+ + 2 e-
Sn
- 0,14 V
2 H+
+ 2 e-
H2
+ 0,00 V
Cu2+ + 2 e-
Cu
+ 0,35 V
Ag+
+ e-
Ag
+ 0,80 V
Hg2+
+ 2 e-
Hg
+ 0,85 V
Au3+ + 3 e-
Au
+ 1,50 V
+ 2 e-
2 F-
+ 2,87 V
F2
unedel
edel
Standardwasserstoffelektrode
Passivierung
6. Versuch: Der errötende Nagel
Fe + 2 HCl
2 Fe + 6 HNO3
FeCl2 + H2 ↑
Fe2O3 + 6 NO2 ↑ + 3 H2O
Fe + CuCl2
Cu + 4 HNO3
2 Fe + 6 HNO3
Fe + Cu2+
FeCl2 + Cu
Cu(NO3)2 + 2 NO2 ↑ + 2 H2O
Fe2O3 + 6 NO2 ↑ + 3 H2O
Cu + Fe2+

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