Redoxreaktionen und Oxidationszahlen.

Ob bei der Herstellung von Roheisen und Stahl, bei der Erzeugung von Aluminium und anderer Metalle aus entsprechenden Erzen, bei elektrochemischen Vorgängen wie bei der Elektrolyse von Wasser oder auch biochemische Reaktionen in Lebewesen - überall spielen Redoxreaktionen eine wichtige Rolle.

Redoxreaktion im engeren Sinne
  • Redoxreaktion im engeren Sinne → chemische Reaktion mit Sauerstoffübertragung; Teilreaktionen Oxidation und Reduktion liegen immer gekoppelt vor ...
    • Oxidation → Teilreaktion mit Sauerstoffaufnahme [Teilreaktion, bei der ein Stoff mit Sauerstoff reagiert (verbunden wird)]
    • Reduktion → Teilreaktion mit Sauerstoffabgabe [Teilreaktion, bei der einem Oxid der Sauerstoff entzogen wird]
  • Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion → jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert als ...
    • Oxidationsmittel → Stoff, der Sauerstoff abgibt [reduziert wird]
    • Reduktionsmittel → Stoff, der sich Sauerstoff aufnimmt [oxidiert wird]
  • Beispiele ↓
    chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Zink → es entstehen Kupfer und Zinkoxid [exotherm]
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    chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff → es entstehen Kupfer und Kohlenstoffdioxid [exotherm]
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  • weitere Beispielreaktionen ↓
    • Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Wasserstoff
      CuO + H2 Cu + H2O ; ΔH = -129 kJ/mol
    • Reaktion von Quarz [Siliciumdioxid] mit Magnesium
      SiO2 + 2 Mg Si + 2 MgO ; ΔH = -291 kJ/mol
    • Reaktion von Zinkoxid mit Magnesium
      ZnO + Mg Zn + MgO ; ΔH = -256 kJ/mol
    • Verbrennung von Methan [z.B. im Bio- oder Erdgas]
      CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O ; ΔH = -890 kJ/mol
    • Verbrennung von Kohlenstoff
      C + O2 CO2 ; ΔH = -393 kJ/mol
    • Rösten von Eisendisulfid [Pyrit] zur Schwefeldioxidgewinnung
      4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2 ; ΔH = -1660 kJ/mol
    • Verbrennen des flüssigen Raketentreibstoffs Hydrazin durch Reaktion mit flüssigem Sauerstoff
      N2H4 + O2 N2 + 2 H2O ; ΔH = -622 kJ/mol
  • einige praktisch bedeutsame Redoxreaktionen → Herstellung von Roheisen im Hochofenprozess [mehr], Thermitverfahren zum Schweißen von Eisenbahnschienen, biologische Oxidation [Zellatmung]
Hochofenprozess
  • Ziel → Herstellung von Roheisen, um es in eine Form zu gießen [Gusseisen] oder zu Stahl weiterzuverarbeiten
  • Produkte → Roheisen, Gichtgas [enthält z.B. CO, CO2, N2] sowie Schlacke
  • Ausgangsstoffe → Eisenerz, Koks, Heißluft [vorgewärmt in Winderhitzern]
  • Hilfsstoffe → Kalkstein [Calciumcarbonat; für Schlackebildung] u.a.
  • Reaktionsapparat → Hochofen
  • Reaktionsbedingungen → ca. 1800°C in der Schmelzzone; Normaldruck
  • Chemische Reaktionen → hier nur die wichtigsten ...
    • Verbrennung von Koks → Reaktion von Kohlenstoff mit Sauerstoff [exotherm]
      C + O2 CO2 ; ΔH = -393 kJ/mol
    • Bildung des Reduktionsmittels Kohlenstoffmonooxid → aus Kohlenstoffdioxid durch Reaktion mit Kohlenstoff [endotherm!] oder direkt durch Reaktion von Kohlenstoff mit Sauerstoff ...
      C + CO2 2 CO ; ΔH = +171 kJ/mol
      2 C + O2 2 CO ; ΔH = -110 kJ/mol
    • Reduktion der Eisenoxide → z.B. [abhängig von den zum Einsatz kommenden Eisenerzen] ...
      Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2 ; ΔH = -22 kJ/mol bzw. auch in mehreren Schritten z.B. ...
      Fe3O4 + CO 3 FeO + CO2 und FeO + CO Fe + CO2
  • Aufbau und Arbeitsweise des Hochofens ↓
    Herstellung von Roheisen → Nach dem Vorwärmen und Komprimieren der Luft in den Winderhitzern [nicht abgebildet], wird diese in den Hochofen eingeblasen, der bereits mit Eisenerz, Koks und Zuschlagstoffen [z.B. Kalkstein] beschickt wurde. Nach ca. 3 Stunden kann man dann das Roheisen abstechen, ebenso die Schlacke, die darauf schwimmt.
    Hochöfen sind im Innern mit feuerfesten Ziegeln ausgekleidet und können bis zu 20 Jahren ihren Dienst tun.
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  • Arbeitsprinzipien ↓
    • kontinuierliche Arbeitsweise → Reaktionen laufen ständig ab
    • aber: diskontinuierliche Beschickung feste Ausgangsstoffe werden nur einmal je Reaktionsprozess zugeführt und nicht ständig
    • Wärmeaustausch in stofflichem Gegenstrom → in den Winderhitzern [nicht abgebildet]; heißes Gichtgas wärmt Luft im Wärmeaustauscher vor
    • Kopplung endothermer und exothermer Reaktionen → exotherme Verbrennung von Koks liefert Wärme für die endotherme Erzeugung des Reduktionsmittel Kohlenstoffmonooxid CO
  • einige Eisenerze ↓
    Eisenerz Herkunft in deutschen Eisenhüttenwerken z.B.
    Roteisenstein, enthält Fe2O3 USA, Brasilien
    Magneteisenstein, enthält Fe3O4 Schweden, Russland
    Brauneisenstein, enthält Fe2O3 · H2O Frankreich, Deutschland
    Spateisenstein, enthält FeCO3 Österreich
    Neben den Eisenoxiden bzw. -carbonaten enthalten Eisenerze auch weitere Beimengungen, die man Gangart nennt.
  • Verwendung eisenhaltiger Werkstoffe ↓
    Roheisen [Gusseisen] Stahl
    Formteile [z.B. Brückengeländer, Pumpen, Laternen, Zierteile] Schienen, Rohre, Stahlbeton, Stahlbleche für Autos u.v.a.
  • Vergleich der Eisenlegierungen ↓
    Roheisen Stahl
    enthält neben Fe auch noch C [ca. 5%], S, P, Si Massenanteil an C nur noch 0,05 – 2%
    spröde, hart, nicht schmiedbar! schmiedbar, elastisch
  • Ziel der Stahlherstellung → Senkung des Kohlenstoffgehaltes z.B. durch Reaktion des Kohlenstoffs mit Eisenoxid [Herdfrischen] oder mit Sauerstoff [Windfrischen]
Redoxreaktion im weitesten Sinne
  • Redoxreaktion im weiteren Sinne → chemische Reaktion mit Elektronenübergang; Teilreaktionen Oxidation und Reduktion liegen immer gekoppelt vor ...
    • Oxidation → Teilreaktion mit Elektronenabgabe
    • Reduktion → Teilreaktion mit Elektronenaufnahme
  • Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion → jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert als ...
    • Oxidationsmittel → Teilchen, die Elektronen aufnehmen [werden reduziert]
    • Reduktionsmittel → Teilchen, die Elektronen abgeben [werden oxidiert]
  • Beispiel 1 ↓
    chemische Reaktion von Magnesium mit Sauerstoff → beim Verbrennen von Magnesium entsteht Magnesiumoxid, das aus Magnesiumionen und Oxidionen besteht [exotherm]
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    • Oxidation [Elektronenabgabe] 2 Mg2 Mg2+ + 4 e
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] O2 + 4 e2 O2 –
    • Redoxreaktion [Elektronenübergang] 2 Mg + O2 2 MgO ; ΔH = -1202 kJ/mol
  • Beispiel 2 ↓
    chemische Reaktion von Zink mit verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure] → dabei entstehen Zinkchloridlösung und Wasserstoff; hier Ionengleichung
    [Alle Reaktionen zwischen Metallen und Säuren sind Redoxreaktionen!]
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    • Oxidation [Elektronenabgabe] ZnZn2+ + 2 e
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H+ + 2 eH2
    • Redoxreaktion [Elektronenübergang] Zn + 2 H+ Zn2+ + H2
    • mit Gegenionen → Zn + 2 H+ + 2 Cl Zn2+ + 2 Cl + H2
    • Reaktionsgleichung → Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 ; ΔH = -156 kJ/mol
  • einige praktisch bedeutsame Redoxreaktionen [Reaktionen mit Elektronenübergang] → elektrochemische Reaktionen wie z.B. Elektrolysen [z.B. Elektrolyse von Wasser] sowie Anwendungen galvanische Elemente zur Erzeugung von Strom [z.B. Batterien, Akkus]; Reaktionen unedler Metalle mit Säurelösungen oder mit Wasser; alle Redoxreaktionen im engeren Sinne natürlich ebenso und viele viele andere
Oxidationszahlen [Regeln]
  • Begriff Oxidationszahlen → Hilfsmittel zur Erkennung von Redoxreaktionen; kennzeichnen Art und Anzahl der Ladung von Teilchen unabhängig von Bindungsverhältnissen; hängen von Art und Anzahl der verbundenen Teilchen ab
  • Beispiele für Oxidationszahlen ↓
    kennzeichnen Art und Anzahl von Ladungen Erläuterung
    Oxidationszahlen-Beispiele als Element besteht Wasserstoff aus neutralen Atomen im Molekül [Oxidationszahl 0]; in Verbindung aber +1 [siehe H+]; Magnesiumionen sind 2-fach positiv geladen, Chloridionen einfach negativ [daher die Oxidationszahlen]
    abhängig von Art und Anzahl der Teilchen Erläuterung
    Oxidationszahlen-Beispiele verschiedene Oxidationszahlen des Elements Kohlenstoff, je nachdem, mit welchen anderen Atomen der verbunden ist
  • Regeln für das Erteilen der Oxidationszahlen ↓
    Es gilt für ... ... die Festlegung: Beispiele
    freie Elemente [Elementsubstanzen] Oxidationszahl ist stets Null Oxidationszahlen-Beispiele
    Metalle in Verbindungen Oxidationszahl [positiv] = Wertigkeit [= Ionenladung] Oxidationszahlen-Beispiele
    Wasserstoff in Verbindungen Oxidationszahl
    stets +1
    Oxidationszahlen-Beispiele
    Sauerstoff in Verbindungen fast immer
    Oxidationszahl –2
    Oxidationszahlen-Beispiele
    einfache Ionen Oxidationszahl = Ladung Oxidationszahlen-Beispiele
    zusammengesetzte Ionen Summe der Oxidationszahlen
    = Ladung
    Oxidationszahlen-Beispiele
    Beispiel SO42-: -2 = 1·(+6)+4·(-2)
    ganzes Molekül bzw. Elementargruppe Summe aller Oxidationszahlen einer Verbindung ergibt Null Oxidationszahlen-Beispiele
    Beispiel H2SO4: 0 = 2·(+1)+1·(+6)+4·(-2)
    organische Moleküle
    [Stets (verkürzte) Strukturformel benutzen!]
    Summe der Oxidationszahlen je Atomgruppe ist Null [Eine Atomgruppe bilden alle Atome an einem C-Atom.] Oxidationszahlen-Beispiele
  • Regeln für Oxidationszahlen ↓
    Thema Dateien
    Oxidationszahlen
    A4-Dokument 2-seitig [Übersichten zu Redoxbegriffen und zu Oxidationszahlen.]
  • Oxidationszahlen und PSE ↓
    • Hauptgruppennummer = größte Oxidationszahl (I.-VII. Hauptgruppe) [+1 ...+7]; kleinste Oxidationszahl (I.-III. Hauptgruppe) [also -1 ...-3]; Anzahl positiver Ionenladungen (I.-III. Hauptgruppe)
    • 8 – Hauptgruppennummer = kleinste Oxidationszahl (IV.-VII. Hauptgruppe) [also -4 ... –7]; Anzahl negativer Ionenladungen (V.-VII. Hauptgruppe)
  • Redox-Begriffe mit Hilfe von Oxidationszahlen ↓
  • Redoxreaktion → chemische Reaktion, bei der sich Oxidationszahlen verändern
    • Oxidation → Teilreaktion mit Oxidationszahlen-Erhöhung
    • Reduktion → Teilreaktion mit Oxidationszahlen-Erniedrigung
  • Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion → jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert als ...
    • Oxidationsmittel → Teilchen mit Oxidationszahlen-Erniedrigung
    • Reduktionsmittel → Teilchen mit Oxidationszahlen-Erhöhung
Beispielreaktionen mit Oxidationszahlen
  • Beispiel 1 ↓
    chemische Reaktion von Natrium mit Chlor → bei der Synthese von Natriumchlorid aus den Elementen [Oxidationszahlen jeweils 0] entstehen aus neutralen Atomen bzw. Molekülen Ionen im Natriumchlorid [Na+, Cl-]; die Oxidationszahlen der einfachen Ionen entsprechen der Ladung [exotherm]
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  • Beispiel 2 ↓
    chemische Reaktion von Zink mit verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure] → die Oxidationszahl von Zink erhöht sich von 0 auf +2 [Oxidation; die Oxidationszahl von Wasserstoff sinkt von +1 [Wasserstoff in Verbindung; Festlegung] auf Null [Reduktion] [exotherm]
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  • Beispiel 3 ↓
    chemische Reaktion von Magnesium mit verdünnter Schwefelsäure → die Oxidationszahl von Magnesium erhöht sich von 0 auf +2 [Oxidation; die Oxidationszahl von Wasserstoff sinkt von +1 [Wasserstoff in Verbindung; Festlegung] auf Null [Reduktion]; alle Reaktionen unedler Metall mit Säuren sind Redoxreaktionen [exotherm]
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  • Beispiel 4 ↓
    chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff → natürlich sind alle Redoxreaktionen im engeren Sinne auch welche im weitesten Sinne [exotherm]
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  • Beispiel 5 ↓
    vollständige Verbrennung von Methan → alle Verbrennungen [Reaktionen mit Sauerstoff] sind Redoxreaktionen; hier erhöht sich die Oxidationszahl von Kohlenstoff [Oxidation], die von Sauerstoff sinkt [exotherm]
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Elektrolyse von Wasser im Hofmannschen Apparat
  • Grundlagen → Elektrolyse von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff durch elektrischen Strom [Zerlegung von Wasser ist endotherm] an Platinelektronen, Gesamtreaktion:
    2 H2O 2 H2 + O2 ; ΔH = +571,8 kJ/mol

    Entsprechend Reaktionsgleichung entsteht das doppelte Volumen an Wasserstoff im Vergleich zu Sauerstoff.

  • Hofmannscher Wasserzersetzungsapparat geeignete Laborapparatur zur Zerlegung von Wasser mittels elektrischem Strom [Wasser muss mit Schwefelsäure angesäuert werden, also mit H3O+]
    • Kathode [Minuspol] → Elektronenaufnahme [Reduktion] in saurer Lösung; Bildung von Wasserstoff ...
      4 H3O++ 4 e-4 H2O + 2 H2
    • Anode [Pluspol] → Anode [Pluspol], Elektronenabgabe [Oxidation] in saurer Lösung; Bildung von Sauerstoff ...
      6 H2O 4 H3O++ O2 + 4 e-
    • Auch die Verwendung einer basischen Lösung wäre möglich, dann gestalten sich die Reaktionen etwas anders, die Gesamtreaktion bleibt aber am Ende dieselbe. Im Hofmannschen Apparat hat sich aber Schwefelsäure als praktisch günstigerer leitfähigkeitsfördernder Zusatz erwiesen.
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Reaktion von unedlen Metallen mit Säuren oder mit Wasser
  • Prinzip → Da Atome unedler Metalle dazu neigen, ihre Außenelektronen abzugeben [oxidiert zu werden], gehen sie u.a. mit Säurelösungen oder auch mit Wasser Redoxreaktionen ein. Die Metalle wirken also als Reduktionsmittel.
    Zur Vereinfachung verwenden wir hier statt Oxoniumionen H3O+ Wasserstoffionen H+.
  • chemische Reaktion von Magnesium mit verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure]
    • Oxidation [Elektronenabgabe] MgMg2+ + 2 e
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H+ + 2 eH2
    • Redoxreaktion [Elektronenübergang] Mg + 2 H+ Mg2+ + H2
    • mit Gegenionen → Mg + 2 H+ + 2 Cl Mg2+ + 2 Cl + H2
    • Reaktionsgleichung → Mg + 2 HCl MgCl2 + H2
  • chemische Reaktion von Natrium mit Wasser
    • Oxidation [Elektronenabgabe] 2 Na2 Na+ + 2 e
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H2O + 2 e2 OH + H2
    • Redoxreaktion [Elektronenübergang] 2 Na + 2 H2O 2 Na+ + 2 OH + H2
    • Reaktionsgleichung → 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2
    • Beachte: Die Anzahl der Elektronen bei Oxidation und Reduktion muss übereinstimmen. Daher wurde die Gleichung für die Oxidation mit 2 multipliziert.
Schrittfolge für Redoxgleichungen
Beispiel → Reaktion von Natrium mit Sauerstoff
  • Schritt 1 → Reaktionsgleichungen für die Teilreaktionen aufstellen
    • Oxidation [Elektronenabgabe] NaNa+ + e
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] O2 + 4 e2 O2-
  • Schritt 2a → Ausgleich der Elektronenbilanz durch Multiplikation mit Faktoren
    • Oxidation [Elektronenabgabe] NaNa+ + e |·4
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] O2 + 4 e2 O2- [bleibt]
  • Schritt 2b → Ausgleich der Elektronenbilanz - Ergebnis ...
    • Oxidation [Elektronenabgabe] 4 Na4 Na+ + 4 e
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] O2 + 4 e2 O2-
  • Schritt 3 → Zusammenfassen zur Redoxgleichung [unter Weglassen der Elektronen]
    • Redoxreaktion [Elektronenübergang] 4 Na + O24 Na+ + 2 O2-
  • Schritt 4 → ggf. Gegenionen [Aufnahme von Ionen in die Gleichung, die an der Elektronenübertragung nicht beteiligt sind] - hier nicht erforderlich
  • Schritt 5 → Zusammenfassen von Ionen nicht gelöster Stoffe [hier für
    Natriumoxid; 4 Na+ und 2 O2- ergeben zusammen 2 Na2O]
    • Redoxreaktion [Elektronenübergang] 4 Na + O22 Na2O
Beispiel → Reaktion von Natrium mit verdünnter Salzsäure
  • Schritt 1 → Reaktionsgleichungen für die Teilreaktionen aufstellen
    • Oxidation [Elektronenabgabe] NaNa+ + e
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H+ + 2 eH2
  • Schritt 2a → Ausgleich der Elektronenbilanz durch Multiplikation mit Faktoren
    • Oxidation [Elektronenabgabe] NaNa+ + e |·2
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H+ + 2 eH2 [bleibt]
  • Schritt 2b → Ausgleich der Elektronenbilanz - Ergebnis ...
    • Oxidation [Elektronenabgabe] 2 Na2 Na+ + 2 e
    • Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H+ + 2 e H2
  • Schritt 3 → Zusammenfassen zur Redoxgleichung [unter Weglassen der Elektronen]
    • Redoxreaktion [Elektronenübergang] 2 Na + 2 H+ 2 Na+ + H2
  • Schritt 4 → ggf. Gegenionen [Aufnahme von Ionen in die Gleichung, die an der Elektronenübertragung nicht beteiligt sind]
    • Redoxreaktion [Elektronenübergang] 2 Na + 2 H+ + 2 Cl- 2 Na+ + 2 Cl- + H2
  • Schritt 5 → Zusammenfassen von Ionen nicht gelöster Stoffe [hier nicht vorhanden]
Redoxreihe der Metalle
  • Hintergrund → Metalle zeigen unterschiedliches Bestreben, ihre Außenelektronen abzugeben, also Abstufung hinsichtlich ihrer Wirkung als Reduktionsmittel [z.B. geben Metallatome mit vielen Elektronenschalen ihre Außenelektronen leichter an Reaktionspartner ab, als Atome mit wenigen Elektronenschalen, wo die Elektronen vom Atomkern stärker angezogen werden]
  • Redoxreihe der Metalle [vereinfacht]
    Nach links werden die Metalle immer unedler [sind immer bessere Reduktionsmittel]. Hingegen wird die Wirkung der entsprechenden Metallionen als OM nach rechts immer besser.
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  • Wichtig → Das Oxid bzw. Metallion eines edleren Metalls in der Reaktivitätsreihe kann durch ein unedleres Metall reduziert werden, umgekehrt jedoch nicht. Beispielsweise ist die Reaktion von Magnesiumoxid mit Zink nicht möglich, die Reaktion von Zinkoxid mit Magnesium schon.
  • Wasserstoff → Zwischen Blei und Kupfer ließe sich auch Wasserstoff einordnen, der [als Nichtmetall] zur Elektronenabgabe fähig ist bzw. Wasserstoffionen als Oxidationsmittel.
  • Hinweise → Für Nichtmetalle lässt sich eine ähnliche Abstufung finden, hinsichtlich des Vermögens ihrer Atome Elektronen aufzunehmen [also ihrer Wirkung als Oxidationsmittel]. Vergleiche unsere Darstellung unbedingt einmal auch mit der elektrochemischen Spannungsreihe im Tafelwerk für die Sek. II. Das ist die Redoxreihe aus elektrochemischer Sicht. Dort sind auch Nichtmetalle und Ionen aufgenommen [also alle RM und OM].
pH-abhängige Redoxreaktion
  • Beispiel 1 → Reaktion von alkalischer [mit NaOH] Kaliumpermanganatlösung [KMnO4; violett] mit Natriumsulfitlösung [NaSO3]
    • in alkalischer Lösung → bildet sich eine Grünfärbung von Kaliumanganat(VI) [K2MnO4]; hier werden die Permanganationen MnO4- [Oxidationszahl von Mangan +7] zu Manganat(VI)-ionen [Oxidationszahl von Mangan +6] reduziert; dazu werden die Sulfitionen SO32- zu Sulfationen SO42- oxidiert
    • Oxidation → SO32- + 2 OH- SO42- + 2 e- + H2O
    • Reduktion → MnO4- + e- MnO42-
  • Beispiel 2 → Reaktion von schwefelsaurer [mit H2SO4] Kaliumpermanganatlösung [KMnO4; violett] mit Eisen(II)-sulfatlösung [FeSO4]
    • in saurer Lösung → findet Entfärbung statt, da eine Reduktion der Permanganationen MnO4- [Oxidationszahl von Mangan +7] zu Mn2+ [Oxidationszahl von Mangan +2] erfolgt; die so entstehende Mangansulfatlösung ist rosa bis farblos; dafür werden Fe2+ zu Fe3+ oxidiert
    • Oxidation → Fe2+ Fe3+ + e-
    • Reduktion → MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O
  • Ergebnis → Kaliumpermanganat wirkt also umso stärker reduzierend, je niedriger der pH-Wert ist. ]In sauer Lösung wird die Oxidationszahl des Mangans auf +2 gesenkt, in alkalischer Lösung nur auf +4 bis +6.]
  • Hinweis→ Mehr dazu erfährst Du in der Sek. II.
Oxide und Oxidationen
  • Tipp → Auf unserer Seite zu Sauerstoff haben wir auch Informationen zu einigen Oxiden zusammengestellt.
Einige Fachbegriffe dieser Seite
  • Eisenoxide → Eisen(II)-oxid FeO, Eisen(III)-oxid Fe2O3 und Eisen(II.III)-oxid Fe3O4
  • Thermitverfahren → Schweißverfahren besonders für Eisenbahnschienen, bei der vor Ort flüssiges Roheisen aus Eisenoxidpulver [Fe2O3 oder Fe3O4] und Aluminiumgrieß erzeugt wird, welches dann in eine Form läuft, um die Schienen zu verbinden [stark exotherm, liefert etwa 2400°C]
    Fe2O3 + 2 Al 2 Fe + Al2O3 ; ΔH = -851,5 kJ/mol
    Um die Reaktion in Gang zu setzen, muss allerdings ein Zündgemisch verwendet werden, um die Aktivierungsenergie [bei etwa 1500°C] bereitzustellen.
  • Winderhitzer → Wärmeaustauscher zum Vorwärmen der Luft
  • Legierung → Stoffgemisch, dessen Bestandteile in der Schmelze zusammengeführt werden; z.B. Messing, Bronze, Stahl
  • Reaktionswärme exotherm [Abgabe von Wärmeenergie] ΔH = -n kJ/mol; endotherm [Aufnahme von Wärmeenergie] ΔH = +n kJ/mol; manchmal auch mit Q = ... statt ΔH angegeben (Q für Wärmemenge); Schreibweise der Einheit kJ/mol auch als kJ · mol-1 möglich
    Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion [für die Rückreaktion dann das Gegenteil]!
  • ΔH → Änderung der Enthalpie bei einer Reaktion, also Energiebilanz bei einer chemischen Reaktion unter konstantem Druck [Differenz der Enthalpie der Produkte und Ausgangsstoffe, d.h. ihrer chemischen Energien]
  • Elektronenpaarbindung [Atombindung] → Art der chemischen Bindung, die auf Anziehungskräften zwischen einem elektrisch negativ geladenen gemeinsamen Elektronenpaar und den positiv geladenen Atomkernen der beteiligten Atome beruht
  • Edelgaskonfiguration → Außenelektronenanordnung von Edelgasatomen [siehe VIII. Hauptgruppe]; d.h. 8 Außenelektronen [oder 2 auf der 1. Elektronenschale, wenn diese bei Helium Außenschale ist]
  • Molekül → zusammengesetztes Teilchen, bestehend aus mindestens 2 Atomen, die durch starke Anziehungskräfte zusammengehalten werden
  • galvanisches Element [galvanische Zelle] → Einrichtung zur Umwandlung chemischer in elektrische Energie; besteht aus 2 Halbzellen, z.B. das Daniell-Element: Ein Zinkstab taucht in eine Zinksulfatlösung [Elektrolyt], ein Kupferstab in eine Kupfersulfatlösung; beide Zellen sind räumlich getrennt, aber durch eine halbdurchlässige Membran können einige Teilchen hindurch; zwischen beiden Halbzellen ist eine Spannung [über 1 V] messbar, die immerhin eine LED zum Leuchten bringen kann [Bild]
    vereinfacht ohne räumliche Trennung: Zitronenbatterie. Ein Kupfer- und ein Zinkstreifen steckt man in eine Zitrone. Beide Metallstreifen verbindet man mit einem Spannungsmessgerät.
Hinweise und Quellenangaben
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  • Für die Gestaltung dieser Internetseite verwendeten wir zur Information, fachlichen Absicherung sowie Prüfung unserer Inhalte auch folgende Internetangebote: wikipedia.de, schuelerlexikon.de, seilnacht.com, darüber hinaus die Schroedel-Lehrbücher Chemie heute SI sowie SII [Ausgaben 2004 bzw. 1998 für Sachsen]. Zitate oder Kopien erfolgten nicht.

  • Diese Seite wurde speziell auf dem Niveau der Sekundarstufe I erstellt. Eine Seite mit geringerem Schwierigkeitsgrad extra für die Realschule haben wir auch.

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