Big Bang HTL 2, Schulbuch

Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) 119 Redoxreaktionen 9 Ändern sich die Oxidationszahlen bei einer chemischen Reaktion, handelt es sich um eine Redoxreaktion. Durch Ver- gleichen der Oxidationszahlen vor und nach der Reaktion erkennt man Oxidation (= OZ steigt) und Reduktion (= OZ sinkt). Auch das sei hier an unserem einfachen Beispiel der Magnesiumverbrennung gezeigt ( F2) : Oxidation 2Mg + O 2 2MgO Reduktion Oder nochmals am Beispiel der Verbrennung von Methan: Oxidation CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Reduktion Der Kohlenstoff wird von –4 auf +4 oxidiert, der Sauerstoff von 0 auf –2 reduziert. Vereinfachtes Finden von Oxidationszahlen Bei vielen Molekülen lassen sich die Oxidationszahlen (OZ) auch ohne das Wissen um die Struktur durch das Beachten einiger einfacher Regeln berechnen. 1. Ein Atom in seiner elementaren Form hat immer die Oxidationszahl 0 (z. B. O 2 , Mg, P 4 ® OZ = 0) 2. Bei einatomaren Ionen ist die Ladung gleich der OZ (z. B.: K + ® OZ = +I, Mg 2+ ® OZ = +II) Es gilt: 1. Gruppe +I, 2. Gruppe +II, Al +III 3. Die Summe aller OZ in einem neutralen Molekül ist 0, in geladenen Molekülen ist die Summe gleich der Gesamtladung. +I –II –III+I (z. B.: H 2 O ∑ = +1 × 2 + (–2) = O, NH 4 + ∑ = –3 + 1 × 4 = 1 5. Wasserstoff hat mit Nichtmetallen die OZ = +I Wasserstoff hat mit Metallen die OZ = –I +I –II +I –I (z. B.: H 2 O, NaH) 6. Sauerstoff hat meist die OZ = –II, selten OZ = –I, in Fluor- verbindungen die OZ = +I Zum Berechnen der Oxidationszahlen müssen zuerst alle anwendbaren Regeln eingesetzt werden. Atome für die es keine Regeln gibt werden als Variable (z. B. x) gesetzt. Durch Anwenden von Regel 3 kann dann eine Gleichung aufge- stellt werden mit deren Hilfe sich x berechnen lässt. z. B.: H 3 PO 4 +I x–II es gelten Regeln: 3, 5, 6 ® H 3 PO 4 ® +1 · 3 + × + (–2 · 4) = 0 ® x = 5 z. B.: NO 3 – x–II es gelten Regeln: 3,6 ® NO 2 – ® x + (–2 · 2) = –1 ® x = 3 i 0 0 +II –II –IV+I 0 +IV–II +I –II Redoxreaktion mit Säure? Im Kapitel 7 haben wir gelernt, dass Säuren in der Lage sind Metalle anzugreifen. Im Versuch V 9.2 sehen wir, dass sich das Zink in der Salzsäure fast völlig auflöst und Wasserstoff- gas entsteht. Obwohl hier eine Säure beteiligt ist, handelt es sich nicht um eine Säure-Basen-Reaktion, sondern um eine Redoxreaktion! Wir können dies nun mit Hilfe der Oxida­ tionszahlen gut beweisen: 0 +I–I +II –I 0 Zn + 2 HCl ® ZnCl 2 + H 2 Wir hätten den Versuch auch mit einer anderen Säure durch- führen können und hätten ebenfalls die Wasserstoffentwick- lung beobachten können. Die Reaktion erfolgt zwischen Metall und Oxonium-Ion (H 3 O + ). Stoffe, die Elektronen aufnehmen können, nennt man Oxidationsmittel . Sie sind also Elektronenempfänger. Wichtige Oxidationsmittel sind der Sauerstoff, vor allem in der Form von Ozon (O 3 ), Chlorgas oder Wasserstoffperoxid (H 2 O 2 ). Sie werden vor allem als Bleichmittel verwendet, da sie die Farbstoffe oxidieren, die dadurch häufig ihre V 9.2 Zink in Salzsäure Geräte und Chemikalien: Reagenzglas, Reagenzglasklammer, Salzsäure (HCl,10%ig ), Zinkgranalien ( ) oder Zinkpulver ( ) Durchführung: Man befüllt ein Reagenzglas etwa 3 cm hoch mit verdünnter Salzsäure und gibt einige Zinkgranalien oder etwas Zinkpul- ver hinzu. Aufgaben: –– Beschreibe deine Beobachtungen! Welche Stoffe ent- stehen? Wie verändert sich die Temperatur (wenn kein Thermometer zur Hand ist einfach mal vorsichtig mit der Hand fühlen). –– Welches Gas ist entstanden? Eventuell im Kapitel 6 noch- mal nachschlagen. Entsorgung: Die entstehende Lösung enthält giftige Zinkionen und ist ätzend ( , , ) bitte über Behälter S entsorgen. e Abb. 9.7: Säureangriff auf Zink Oxidation Reduktion Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv