Big Bang HTL 2, Schulbuch

120 Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) Farbe verlieren. Deshalb ist Wasserstoffperoxid auch in vielen Haarfärbeprodukten enthalten, vor allem beim Blon- dieren. Ein weiteres Einsatzgebiet von Oxidationsmitteln, ist die Desinfektion, dabei werden die Mikroorganismen ange- griffen und durch Oxidation abgetötet. Stoffe, die Elektronen abgeben, werden Reduktionsmittel genannt. Sie sind Elektronenspender. Hierzu gehören der Wasserstoff oder der Kohlenstoff. Reduktionsmittel werden z. B. zur Herstellung von Metallen aus den Erzen benötigt. ( F3) Zusammenfassung Reduktionen (Elektronenaufnahmen) laufen immer gemein- sam mit Oxidationen (Elektronenabgaben) ab und werden deshalb als Redoxreaktionen bezeichnet. Bei freiwillig ab- laufenden Redoxreaktionen werden oft große Mengen an Energie frei weil Elektronen übertragen werden. Dadurch erreichen manche Atome den Edelgaszustand. Um zu entscheiden, wer oxidiert und wer reduziert wird, müssen die Ladungen oder Oxidationszahlen vor und nach verglichen werden. Oxidationszahlen sind fiktive Ladungen von Atomen in Molekülen. Durch einige einfache Regeln kön- nen sie für die meisten Moleküle leicht berechnet werden. 9.2 Von der Elektronen- zur Atombilanz Redoxreaktionen aufstellen Häufig sind Redoxreaktionen sehr kompliziert, haben viele Ausgangsstoffe und die Koeffizienten sind schwer zu finden. Aber auch dafür haben sich die Chemiker etwas ausgedacht. Z Beantworte die folgenden Fragen mit Hilfe des gerade gelernten Wissens! Wie lautet die Oxidationszahl des Schwefels in diesen Verbindungen: H 2 S, S 8 , SCl 2 , Na 2 SO 3 , SO 4 2– ? L In welcher der folgenden Verbindungen hat der Sauerstoff die OZ = –1? : O 2 , H 2 O, H 2 SO 4 , H 2 O 2 , KCH 3 COO, Cl 2 O L Welche der folgenden Reaktionen ist eine Redoxreak- tion? Wenn ja, wer wird oxidiert, wer reduziert? a) Fe 2 O 3 + CO → 2FeO + CO 2 b) 2NaOH + H 2 SO 4 → 2H 2 O + Na 2 SO 4 c) 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O d) WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O e) HCl + NH 3 → Cl – + NH 4 + f) Cl 2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O g) 2 KMnO 4 + 16HCl → 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O L 9.1 F4 A1 F5 A1 F6 A1 Mit den Oxidationszahlen haben wir nun ein Werkzeug, das uns hilft sichtbar zu machen, wo Elektronen abgegeben oder aufgenommen werden. Um unseren Elektronenhaus- halt ordentlich zu bilanzieren, können wir die Oxidation und die Reduktion formal trennen. In sogenannten Halbreaktionen schreibt man Oxidation und Reduktion getrennt an. Dabei müssen dann Elektronen als Endstoffe (bei der Oxidation) und als Ausgangsstoffe (bei der Reduktion) mit angeschrieben werden z. B.: Verbrennung von Magnesium: Oxidation: Mg ® Mg 2+ + 2e – | · 2 Reduktion: O 2 + 4e – ® 2O 2– Da wir aber gleich viele Elektronen in der Oxidation abge- ben müssen um sie dann in der Reduktion zu verbrauchen, muss die Oxidationsgleichung mit 2 multipliziert werden. Addiert man die Halbreaktionen, dann kürzen sich die Elekt- ronen heraus. 2Mg ® 2Mg 2+ + 4e – + O 2 + 4e – ® 2 O 2– 2Mg + O 2 + 4e – ® 2Mg 2+ + 4e – + 2O 2– 2Mg + O 2 ® 2MgO Zink in Säure: Zn ® Zn 2+ + 2e – + 2H + + 2e – ® H 2 Zn + 2H + + 2e – ® 2Zn 2+ + 2e – + H 2 Dieses System der Halbreaktionen kann nun helfen, sehr komplexe Redoxreaktionen zu erstellen. Wir gehen dabei immer nach folgendem Schema vor. Schema zum Erstellen von Reaktionsgleichungen 1. Bestimmen der Oxidationszahlen 2. Teilen der Reaktion in die Halbreaktionen 3. Angleichen der Atome außer H und O (kleinstes gemeinsames Vielfaches) 4. Erweitern auf gleiche e – -Anzahl und addieren 5. Ausgleichen von Sauerstoff durch Hinzufügen von H 2 O In wässrigen Systemen 6. Ausgleichen von Wasserstoff durch Hinzufügen von H + 7. Kontrolle der Ladungs- und Atombilanz Wie können Redoxreaktionen angeschrieben werden um die Elektronenbilanz besser sichtbar zu machen? Wie können wir diese Elektronenbilanz nutzen, um bei komplizierten Reaktionsgleichungen die Koeffizienten zu finden und die Atombilanz auszugleichen? F7 F8 ( F7 ) Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv