Elemente und Moleküle, Schulbuch

67 4.3 reDOX-reaKTiOnen ■ 67.1: Erstell die vollständigen Redox-Gleichungen: (Benutze dazu obiges Schema) a) Cu + HNO 3 Cu 2+ + NO b) Ag + H 2 SO 4 Ag + + SO 2 c) KI + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 I 2 + Cr 3+ d) Cl 2 + NaOH Cl – + ClO – ÜBUNGeN Das Aufstellen von Redox-Gleichungen Neben den oben erwähnten einfachen Redox-Reaktionen gibt es eine Fülle von Reaktionen, die auf Grund der vielen bei der Reaktion auftretenden Stoffe sehr kompliziert anmuten. Betrachtet man die Reaktion für die Bildung von Chlor aus Kaliumpermanganat und Salzsäure, so erkennt man nach Bestimmung der Oxidationszahlen, dass die eigentliche Redox-Reaktion in der Veränderung von Man- gan und Chlor liegt. Alle anderen Stoffe liegen vor und nach der Reaktion mit unveränderter Oxidationszahl vor, waren also an der Redox-Reaktion nicht beteiligt. 2 KMnO 4 + 16 HCl 5 Cl 2 + 2 MnCl 2 + 2 KCl + 8 H 2 O Reduziert man die Reaktion auf die eigentliche Redox-Reaktion und ergänzt die übrigen Stoffe folgerichtig, so kann man auch Glei- chungen für komplizierte Redox-Reaktionen aufstellen. Angabe: KMnO 4 + HCl Cl 2 + Mn 2+ 1. Bestimmung der Oxidationszahlen. 2. Teilung der Reaktionen in die beiden Halb- reaktionen Reduktion und Oxidation. 3. Richtigstellen der Halbreaktionen. a) Richtigstellen der Atomsorte, deren Oxidationszahl sich verändert hat. b) Angabe der bei einer Teilreaktion benö- tigten Elektronen. c) Richtigstellen der übrigen Atomsorten ohne Veränderung der Oxidationszahlen. Da Redox-Reaktionen sehr häufig in wässriger Lösung ablaufen, die oft sauer oder basisch sind, muss man beim Abgleichen von Wasserstoff der Oxidationszahl +1 und bei Sauerstoff der Oxidationszahl –2 auch Säure-Base-Gleichgewichte betrachten. Freie O 2– -Ionen existieren in wässrigen Lösun- gen nie, in basischen Lösungen können auch keine H 3 O + -Ionen aufscheinen. Aus diesem Grund kann man im Sauren nur mit H 2 O und H 3 O + abgleichen und im Basischen mit H 2 O und OH – . Dies führt dazu, dass man bei den Halbreaktionen Ausgangs- stoffe oft auch „ergänzen“ muss. Da das Anschreiben von H 3 O + -Ionen Redox-Reaktionen stark aufbläht, verzichtet man auf diese Schreibweise und verwendet nur die H + -Ionen. Da die Halbreaktionen ohnehin nur ein „Übergangszustand“ zur fertigen Gleichung sind, ist diese Vereinfachung zulässig. d) Kontrolle der Halbreaktionen: Die Summe der Ladungen auf beiden Seiten der Halb- reaktionen muss gleich sein. Durch diese Kontrollmöglichkeit erkennt man Fehler frühzeitig. 4. Erweitern der Halbreaktion auf gleiche Elekt- ronenzahl und anschließende Addition der Halbreaktionen. 5. „Kürzen“ der auf beiden Seiten auftretenden Stoffe und Ergänzen der Gegen-Ionen. 6. Zusammenfassen der Ionen; dieser Schritt kann entfallen, weil in Lösung die Ionen ohnehin getrennt vorliegen. 2 KMnO 4 + 16 HCl 5 Cl 2 + 2 MnCl 2 + 2 KCl + 8 H 2 O +1 +7 –2 +1 –1 0 +2 KMnO 4 + HCl Cl 2 + Mn 2+ Red.: KMnO 4 Mn 2+ oder: MnO 4 – Mn 2+ Ox.: HCl Cl 2 Red.: KMnO 4 Mn 2+ Ox.: 2 HCl Cl 2 Red.: KMnO 4 + 5 e – Mn 2+ Ox.: 2 HCl Cl 2 + 2 e – Red.: 0 – 5 + 8 = +2 + 1 + 0 = +3 Ox.: 0 = –2 + 2 = 0 Red.: KMnO 4 + 5 e – + 8 H + Mn 2+ + K + + 4 H 2 O Ox.: 2 HCl Cl 2 + 2 e – + 2H + 2 KMnO 4 + 10 e – + 16 H + + 10 HCl Mn 2+ + 2 K + + 8 H 2 O + 5 Cl 2 + 10 e – + 10 H + 2 KMnO 4 + 6 H + + 10 HCl 2 Mn 2+ + 2 K + + 8 H 2 O + 5 Cl 2 /+ 6 Cl – Red.: KMnO 4 + 5 e – + 8 H + Mn 2+ + K + + 4 H 2 O / • 2 Ox.: 2 HCl Cl 2 + 2 e – + 2 H + / • 5 2 Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv