Elemente und Moleküle, Schulbuch

65 4.3 reDOX-reaKTiOnen Die Stärke von Reduktions- und Oxidationsmitteln Metalle im elementaren Zustand sind ausschließlich Reduktionsmittel . Allerdings ist die Tendenz der Metalle, Kationen zu bilden, unterschiedlich stark ausgeprägt. Manche Metalle sind sehr starke Reduktionsmittel und geben ihre Elektronen sehr leicht ab, zB Natrium und Eisen; andere Metalle, zB Gold, sind sehr schwache Re- duktionsmittel. Schon früh erkannte man diese Unterschiede und teilte die Metalle in edle Metalle (= schwache Reduktionsmittel) und unedle Metalle (= starke Reduk- tionsmittel) ein. Als Grenze zwischen edlen und unedlen Metallen wurde ihre Reak- tion mit Salzsäure gewählt. Edle Metalle reagieren nicht mit Salzsäure, unedle Me- talle reagieren. Metall unedel + 2 HCl → H 2 + Metallchlorid Der eigentliche Redox-Partner des Metalls ist das konjugierte System 2 H + / H 2 . Un- edle Metalle sind daher stärkere Reduktionsmittel als Wasserstoff und edle schwä- chere Reduktionsmittel. Aber auch innerhalb der beiden Großgruppen kann man Abstufungen hinsichtlich ihrer Stärke vornehmen, indem man sie untereinander reagieren lässt. (Versuch 65.1) Metall-Kationen sind zumeist Oxidationsmittel . Je schwächer das Metall als Reduk- tionsmittel ist, desto stärker ist das entsprechende Metall-Kation als Oxidationsmit- tel. Manche Metalle können aber unterschiedlich geladene Kationen bilden; somit gibt es auch Kationen, die durch Elektronenabgabe in ein Kation mit einer höheren Ladung übergehen können und dadurch als Reduktionsmittel wirken können. Nichtmetalle im elementaren Zustand können durch Elektronenaufnahme in Anio- nen übergehen; sie sind daher oft Oxidationsmittel und das entsprechende Anion ist das konjugierte Reduktionsmittel. Ordnet man die besprochenen Stoffe, so erhält man eine Reihung der Oxidations- bzw. Reduktionsmittel nach ihrer Stärke. (Siehe Tabelle im Anhang: Links oben steht das stärkste Oxidationsmittel, rechts unten das stärkste Reduktionsmittel.) Reaktionen sind, wie oben erwähnt, nur möglich, wenn die entstehenden Stoffe schwächer sind als die Ausgangsstoffe. ■ 65.1: Redox-Reihe der Metalle Befüll jeweils ein Reagenzglas mit HCl (ca. 1 mol/Liter), Kupfer(II)-sulfat-Lö- sung, Zinksulfat-Lösung bzw. Silbernitrat-Lösung! Tauch einen Zinkstab, einen Kupferdraht und einen Silberdraht in die Reagenzglä- ser! Notier die Reaktionen (Wasserstoffabscheidung bzw. Metallabscheidung)! Er- stell die entsprechenden Redox-Gleichungen und reih die Metalle nach der Stärke als Reduktionsmittel bzw. die Lösungen nach der Stärke als Oxidationsmittel! Wo steht der gasförmige Wasserstoff in der Reihung der Reduktionsmittel? Entsorgung: Schwermetallkanister. SCHÜLeRVeRSUCH ■ 65.2: Redox-Reihe der Halogene Man füllt 3 Reagenzgläser mit je 1 mL 1,1,1-Trichlorethan (Abzug!)! Danach fügt man in a) 2 mL verdünnte KBr-Lösung, in b) und c) je 2 mL verdünnte KI-Lösung! Zu a) und b) tropft man je 1 mL Chlorwasser und zu c) 1 mL Bromwasser! Anschlie- ßend werden die Reagenzgläser kurz geschüttelt! Hinweis: Braun- bzw. Violettfärbung im Lösungsmittel zeigt die Bildung von Brom bzw. Iod an. Nach der Beobachtung sollen die Schüler/innen die genannten Halogene nach ihrer Stärke als Oxidationsmittel reihen und die Redox-Gleichungen anschreiben. Entsorgung: Kanister organische Lösungsmittel Cl. LeHReRVeRSUCH Na + + e – Na Fe 2+ + 2 e – Fe Ag + + e – Ag Au 3+ + 3 e – Au Oxidations- mittel Reduktions- mittel edel unedel Sn 4+ + 2 e – Sn 2+ Fe 3+ + e – Fe 2+ Oxidations- mittel Reduktions- mittel O 2 + 4 e – 2 O 2 2– Cl 2 + 2 e – 2 Cl – Oxidations- mittel Reduktions- mittel KBr-Lösung KI-Lösung KI-Lösung Cl-Wasser Br-Wasser Cl-Wasser 1,1,1-Trichlorethan ■ 65.1: Erstell für die Versuche 65.1 und 65.2 die Reaktionsgleichungen und kennzeichne mit Pfeilen die Reduktion und die Oxidation! ÜBUNGeN Abb. 65.4: Versuch 65.2 Abb. 65.3: Nichtmetall-Redoxpaare Abb. 65.2: Metallionen-Redoxpaare Abb. 65.1: Metall-Redoxpaare Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv