9.4 Redoxreihen

Versuch 1
a. Ein blanker Eisennagel wird in eine Kupfer(II)-sulfatlösung getaucht

    

Beobachtung:

  roter Überzug

    

Schlussfolgerung:  

  Bildung von Kupfer

  Spontane Redoxreaktion

  Red/Ox-Paar  
Cu2+(aq) + 2 e-  ⇌  Cu(s)   e--Aufnahme     Reduktion     Cu/Cu2+  
Fe(s)  ⇌  Fe2+(aq) + 2 e-   e--Abgabe     Oxidation     Fe/Fe2+  
 Cu2+(aq) + Fe(s)  →  Cu(s) + Fe2+(aq)    e--Austausch     Redoxreaktion  
Ox1 + Red2 Red1 + Ox2

b. Ein Kupferblech wird in eine Eisen(II)-sulfatlösung getaucht

    

Beobachtung:

  keine Veränderung feststellbar

    

Schlussfolgerung:  

  keine Reaktion

⇒  Fe ist ein stärkeres Reduktionsmittel als Cu
     Cu2+ ist ein stärkeres Oxidationsmittel als Fe2+

c. Metallstreifen verschiedener Metalle (erste Spalte, Reduktionsmittel) werden in Salz-Lösungen aus den Metall- Kationen (erste Reihe) derselben Metalle getaucht. Es wird festgestellt, ob sich ein Überzug bildet (ja) oder nicht (nein).

OxM    Fe2+(aq)        Zn2+(aq)        Ag+(aq)        Cu2+(aq)    
RedM
Fe(s)/NeinJaJa
Zn(s)Ja/JaJa
Ag(s)NeinNein/Nein
Cu(s)NeinNeinJa/

Je stärker das Oxidationsmittel, umso größer ist die Anzahl der Reduktionsmittel mit denen es eine spontane Reaktion eingeht. Die Reduktionsmittel werden nach absteigender Stärke in einer Spalte und die Oxidationsmittel daneben nach aufsteigender Stärke geordnet. Auf diese Weise ergibt sich die Redoxreihe der korrespondierenden Redoxpaare.
Einem stärkeren Oxidationsmittel entspricht ein umso schwächeres korrespondierendes Reduktionsmittel und umgekehrt.

Aufgabe 9.3 
Erstellen Sie die Oxidations- und Reduktionshalbgleichungen sowie die Redoxgleichungen für die Paarungen aus Versuch 1, bei denen sich ein Überzug bildet.





























Aufgabe 9.4 
Bestimmen Sie anhand der Redoxreihe aus Abb. 9.7 ob sich für folgende Versuche ein Überzug bilden kann oder nicht. Erstellen Sie jedesmal die entsprechende Gleichung.
(a) Ein Goldblättchen wird in eine Blei(II)-acetat-Lösung getaucht.
(b) Eine Bleikugel fällt in eine Quecksilber(II)-nitrat-Lösung.
(c) Ein Nickelstab wird in eine Blei(II)-nitrat-Lösung getaucht.


















Aufgabe 9.5 
Ein in Kupfer(II)-sulfat-Lösung getauchter Bleistab erhält einen schwarzen Überzug aus Kupfer. Wird eine Quecksilber(II)-nitrat- Lösung auf ein blankes Kupferblech gegeben, entsteht ein dunkelgrauer Fleck mit metallischem Quecksilber. Erstellen Sie die entsprechenden Oxidations- und Reduktionshalbgleichungen sowie die Redoxgleichungen. Bestimmen Sie Position des Cu(s)/Cu2+(aq) Redoxpaares in der Redoxreihe (Abb. 9.7 Seite 92).












Aufgabe 9.6 
Ein Streifen Zinkblech wird in eine Zinn(II)-chlorid-Lösung getaucht. Es bildet sich ein Zinnbaum. Erstellen Sie die Oxidations- und Reduktionshalbgleichung sowie die Redoxgleichung. Ist es theoretisch möglich auf Zinnblech in einer Blei(II)-chlorid-Lösung einen Bleibaum oder Überzug aus Blei herzustellen?






Versuch 2 (Redoxreihe der Halogene)
Vorversuche
Bromwasser, Br2(aq), wird mit Heptan geschüttelt. Die wässrige Phase, das gelb-orange Bromwasser, entfärbt sich und die organische Phase wird rot.
Brom wird in die organische Phase extrahiert. Die Lösung von Brom in Heptan hat eine rote Farbe.
Iodwasser, I2(aq), wird mit Heptan geschüttelt. Die wässrige Phase, das gelbliche Iodwasser, entfärbt sich und die organische Phase wird violett.
Iod wird in die organische Phase extrahiert. Die Lösung von Iod in Heptan hat eine violette Farbe.

Versuch
Wässrige Halogenidsalz-Lösungen, X(aq), werden mit wässrigen Halogenlösungen, X2(aq), und Heptan geschüttelt. Die Farbe der organischen Phase wird festgestellt.
X(aq)  X2(aq)    Heptan    Produkt    Schlussfolgerung  
Br(aq)  Br2(aq)    rot    Br2    Chlor oxidiert Bromid  
I(aq)  I2(aq)    violett    I2    Chlor oxidiert Iodid  
Cl(aq)  Cl2(aq)    violett    I2    Brom oxidiert Iodid  

↠ Cl2( ist das stärkste Oxidationmittel.
↠ Br2( ist das zweitstärkste Oxidationsmittel.
↠ Br ist das zweitstärkste Reduktionsmittel.
↠ I ist das stärkste Reduktionsmittel.
↠ Dem stärksten Oxidationsmittels Cl2 entspricht das schwächste korrespondierende Reduktionsmittel, Cl.
↠ Dem stärksten Reduktionsmittel, I entspricht das schwächste korrespondierende Oxidationsmittels, I2.

Aufgabe 9.7 
Erstellen Sie die Oxidations- und Reduktionshalbgleichungen sowie die Redoxgleichungen für die drei Reaktionen des vorangegangenen Versuchs.


















Aufgabe 9.8 
Erstellen Sie die Redoxreihe der drei Redoxpaare RedM/OxM mit von oben nach unten absteigender Stärke des Oxidationsmittels.






Versuch 3 (edle und unedle Metalle)
Edelmetalle sind korrosionsbeständig, das heißt chemisch stabil gegen Luft und Wasser. Edelmetalle reagieren nicht mit Salzsäure beziehungsweise Oxonium-Ionen. Diese Eigenschaft grenzt sie von den unedlen Metallen ab, welche mit Säuren reagieren.
Magnesium reagiert mit Salzsäure unter Bildung von Wasserstoff und Magnesiumchlorid. Nachweise: positiver Knallgastest und Bildung farbloser Kristalle beim Abdampfen.
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

Die Oxidationszahlen der Elemente zeigen, das es ein Redoxreaktion ist. Das Magnesium wird zu Magnesium-Kationen oxidiert da seine Oxidationzahl zunimmt und der Wasserstoff der Oxonium-Ionen wird zu Wasserstoff reduziert. Seine Oxidationszahl verringert sich.
0    +I −II  +II 0    +I −II
Mg(s) +  2 H3O+(aq)  →   Mg2+(aq)  +  H2(g)  +  2 H2O(l)

Die Teilgleichungen zeigen die Redoxpaare.
  +II
Ox:Mg(s)  →   Mg2+(aq)  +  2 e
RedM1OxM1
    +I 0
Red:  2 H3O+(aq) +  2 e   →   2 H2O(l)  +  H2(g)
OxM2RedM2

H3O+ ist ein stärkeres Oxidationsmittel als Mg2+ und Mg ist ein stärkeres Reduktionsmittel als H2. Magnesium ist ein unedles Metall.
Kupfer reagiert nicht mit Salzsäure.
H3O+ ist ein schwächeres Oxidationsmittel als Kupferkationen (Cu2+ oder Cu+). Cu ist ein schwächeres Reduktionsmittel als H2. Kupfer gehoĢˆrt zu den Edelmetallen.

Aufgabe 9.9 
Ordnen Sie das Redoxpaar mit Wasserstoff und Oxonium-Ion in die Redoxreihe der Metalle aus dem ersten Versuch ein.









Inhaltsverzeichnis


Zurück


Weiter