Redoxreaktionen und Elektrochemie

7.1 Oxidation und Reduktion als Elektronenübergänge (Seite 150 - 151)

Beispiel: Reaktion von Magnesium mit Brom
Globale Gleichung: Mg + Br2 → MgBr2
Ionengleichung: Mg + Br2 → Mg2+(Br-)2
Interpretation auf Elektronenebene:
Red/Ox-Paar
0        +II ΔOxZ > 0
Mg(s)  ⇌  Mg2+(aq) + 2 e-   e--Abgabe   Oxidation   Mg/Mg2+  
Red1   Ox1
 0 -I ΔOxZ < 0
Br2(l) + 2 e-  ⇌  2 Br-(aq) e--Aufnahme   Reduktion   Br-/Br2
Ox2   Red2
Mg(s) + Br2(l) → Mg2+(aq) + 2 Br-(aq)   e--Austausch Redoxreaktion

Allgemein (OxZ: Oxidationszahl):

Oxidation:

  e--Abgabe  

  ΔOxZ > 0  

Reduktion:

  e--Aufnahme  

  ΔOxZ < 0  

Red/Ox-Paar
 Red1   ⇌  Ox1 + n e- | · m   e--Abgabe   Oxidation   Red1/Ox1
 Ox2 + m e-  ⇌  Red2 | · n   e--Aufnahme   Reduktion   Red2/Ox2
m Red1 + n Ox2 → m Ox1 + n Red2  e--Austausch  Redoxreaktion 

Bei einer spontan verlaufenden Redoxreaktion gibt das stärkste Reduktionsmittel (hier Red1) e- ab (Elektronendonator). Das stärkste Oxidationsmittel (hier Ox2) nimmt e- auf (Elektronenakzeptor). Dabei wird das Reduktionsmittel Red1 zu Ox1 oxidiert und das Oxidationsmittel Ox2 zu Red2 reduziert. Red1 ist ein stärkeres Reduktionsmittel als Red2 und Ox2 ist ein stärkeres Oxidationsmittel als Ox1.

Red1/Ox1 und Red2/Ox2 sind korrespondierende Redoxpaare.

Reduktionsmittel ↓  

  Red2/Ox2

  ↑ Oxidationsmittel

wird stärker ↓  

  Red1/Ox1

  ↑ wird stärker

  spontane Redoxreaktion  

7.2. Oxidationszahlen (Seite 152)

• Vorteile und Eigenschaften: 
- sie erlaubt es schnell zu ermitteln, welche Atome wie viele e- bei einer Redoxreaktion austauschen
- Vergrößerung der Oxidationszahl: Oxidation
- Verkleinerung der Oxidationszahl: Reduktion
- Betrag der Oxidationszahländerung: Anzahl der ausgetauschten e-

• Zu beachtende Reihenfolge zur Festlegung einer Oxidationszahl:

Elemente:

0 (ausser "ClOHNBrIF", 0 für X2)

Einatomige Ionen:

Ladung

Wasserstoff:

+I (Metallhydride -I)

Sauerstoff:

-II (Peroxide -I)

Halogene:

-I (berechnen falls letztes Atom)

Mehratomige Ionen oder Moleküle:  

berechnen (Summe der Oxidationszahlen = Ladung)

Beispiele:
• H3PO4 
 I   -II
H3 P O4
    3 · 1 + x + 4 · (-2) = 0
⇒ 3 + x - 8 = 0
⇒ x = V
                       • SO42-
-II
O42-
    x + 4 · (-2) = -2
⇒ x - 8 = -2
⇒ x = VI

Aufgabe        
Gib jeweils die Oxidationszahlen an:

AlF3

CaH2

C2H4

CCl4







CO32-

HPO42-

CH2O 

HClO 







NH3

NH4NO3

Na2S2O3

Na2S4O6







Mit Hilfe der Oxidationszahlen kann man leicht bestimmen ob eine Redoxreaktion vorhanden ist oder nicht: ist keine Redoxreaktion vorhanden, so stellt man keine Änderung der Oxidationszahlen fest.



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