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)		/	Nein	Ja	Ja
Zn(s)		Ja	/	Ja	Ja
Ag(s)		Nein	Nein	/	Nein
Cu(s)		Nein	Nein	Ja	/

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 Teilgleichungen zeigen die Redoxpaare.

					+II
Ox:			Mg(s)	→	Mg2+(aq)	+	2 e−
			RedM1		OxM1
	+I						0
Red:	2 H3O+(aq)	+	2 e−	→	2 H2O(l)	+	H2(g)
	OxM2						RedM2

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 gehört 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.

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