CHEMIE
Timm Wilke
Georg-August-Universität Göttingen
Wintersemester 2013 / 2014
KAPITEL 5- REAKTIONEN DER ANORGANISCHEN CHEMIE
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie Folie 2
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Wiederholung: Teilreaktionen
(I) Mg Mg2+ + 2 e- | * 2
(II) O2 + 4 e- 2 O2-
2 Mg + O2 2 MgO
(I) Mg Mg2+ + 2 e-
(II) Br2 + 2 e- 2 Br-
Mg + Br2 MgBr2
Folie 3
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Wiederholung: RedOx-Reaktionen
Oxidation bezeichnet die Abgabe von Elektronen,
Reduktion die Aufnahme von Elektronen. Reaktionen
bei denen Elektronenübertragungen stattfinden, werden
als Reduktions-Oxidations-Reaktionen, oder kurz
Redoxreaktionen bezeichnet.
Folie 4
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Historisches: Reduktion von Metalloxiden
Früher wurden Reaktionen, die unter Entzug von Sauerstoff
stattfanden, Reduktionsreaktionen genannt.
Möglicher Ursprung des Begriffs: Darstellung der reinen Metalle
aus ihren (oxidischen) Erzen: Metalle kommen häufig als
Metalloxide in der Natur vor. Durch den Entzug von Sauerstoff
werden Metalloxide auf das enthaltene reine Metall reduziert.
Folie 5
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Anwendungen: Oxidations- und Reduktionsmittel
Silberoxid (Ag2O) lässt sich – wie im Prinzip alle Metalloxide –
durch starkes Erhitzen in seine Elemente zerlegen.
2 Ag2O 4 Ag + O2
Durch thermische Zersetzung wird Silber wird reduziert und
Sauerstoff oxidiert.
Probleme: Unwirtschaftlich, da hohe Energie nötig. Viele
Metalloxide sehr stabil und damit schwer zu trennen.
Vorteilhaft: Trennen durch Reduktionsmittel.
Folie 6
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Reduktionsmittel
Erhitzt man Ag2O zusammen
mit fein verteiltem Kohlestaub
(elementarer Kohlenstoff) läuft
folgende Reaktion bei weitaus
niedrigeren Temperaturen ab:
2 Ag2O + C 4 Ag + CO2
Folie 7
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Kohlenstoff als Reduktionsmittel
2 Ag2O + C 4 Ag + CO2
Kohlenstoff dient in dieser Reaktion als Reduktionsmittel,
da es seinen Reaktionspartner reduziert.
Umgekehrt wäre in diesem Versuch Silberoxid ein
Oxidationsmittel, da es Kohlenstoff oxidiert.
Folie 8
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Oxidationsmittel / Reduktionsmittel
Ein Reduktionsmittel gibt in einer chemischen Reaktion Elektronen
ab und reduziert somit seinen Reaktionspartner. Es wird dabei
selbst oxidiert.
Ein Oxidationsmittel nimmt in einer chemischen Reaktion
Elektronen auf und oxidiert somit seinen Reaktionspartner. Es
wird dabei selbst reduziert
Folie 9
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Metalle als Reduktionsmittel
Werden Kupferoxid (CuO) und Eisen (Fe) zusammen erhitzt,
findet folgende Reaktion statt:
6 CuO + 2 Fe 6 Cu + 2 Fe2O3
Folie 10
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Metalle als Reduktionsmittel
Ein gleicher Versuchsaufbau mit Eisenoxid und Kupfer als
Reduktionsmittel funktioniert nicht.
Manche Metalle sind stärkere Reduktionsmittel als andere
Kupfer gehört zu den Edelmetallen und ist (wie in den
Reaktionen gezeigt) ein edleres Metall als Eisen.
Unedlere Metalle reduzieren die Oxide edlere Metalle
Folie 11
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Aufgabe
Vervollständige anhand der im Folgenden gezeigten Reaktionen das
gezeigte Schema mit: Magnesium(oxid), Zink(oxid), Silber(oxid).
Reduktionsvermögen nimmt zu
_____________ _______________ ___Eisen___ ___Kupfer___ _______________
____________ ______________ __Eisenoxid__ ___Kupferoxid_ _______________
Oxidationsvermögen nimmt zu
Folie 12
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Reaktionen
CuO + 2 Ag -// Ag2O + Cu
ZnO + Mg MgO + Zn
3 Zn + Fe2O3 3 ZnO + 2 Fe
MgO + Zn -// ZnO + Mg
Cu + Ag2O 2 Ag + CuO
3 ZnO + 2 Fe -// 3 Zn + Fe2O3
Folie 13
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Musterlösung
Regel: Unedlere Metalle oxidieren die Oxide edlere Metalle
Beispiel: Zink kann Eisenoxid reduzieren, Magnesiumoxid aber nicht.
Reduktionsvermögen nimmt zu
Magnesium Aluminium Zink Eisen Kupfer Silber
Magnesiumoxid Aluminiumoxid Zinkoxid Eisenoxid Kupferoxid Silberoxid
Oxidationsvermögen nimmt zu
Folie 14
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Thermitreaktion
Fe2O3 + 2 Al 2 Fe + Al2O3
Bei dieser Reaktion wird sehr viel Energie freigesetzt
Entstehendes Eisen ist flüssig
Einsatzgebiet: (unter anderem) Gleisbau
Folie 15
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Thermitverfahren
Folie 16
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Gemeinsamkeiten einiger RedOx-Reaktionen
(... machen das Leben leichter)
Folie 17
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Oxidations- und Reduktionsvorgänge
Analog zu den bisher behandelten Reaktionen:
Metalle + Sauerstoff Metalloxide
– 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
Metalle + Halogene Metallhalogenide
– 2 Fe + 3 Cl2 2 FeCl3
Metalle + Schwefel Metallsulfide
– Cu + S CuS
Folie 18
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Metalle und Säuren
Unedle Metalle reagieren ebenfalls nach einem festgelegten
Schema mit Säuren
Unedles Metall + Säure Salz + Wasserstoff
Beispiel: Zn + 2 H+ Zn2+ + H2
Oxidation:
Reduktion:
Gesamtgleichung:
Folie 19
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Allgemeines Schema
Valenzelektronen (Elektronen auf der äußeren Schale) an und
geht in Lösung:
M Mx+ + x*e-
Hieran gekoppelt ist die Aufnahme dieser Elektronen durch die
(säurebedingt) im Überschuss vorliegenden H+-Ionen:
x H+ + x*e- x H
Die Wasserstoffatome reagieren direkt weiter zu H2-Molekülen gemäß:
2 H H2
Folie 20
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Gültigkeit
Für n findet man in fast allen Fällen die Werte n = 1,2,3.
Für n = 2 ergibt sich für Zink:
Zn + 2 H+ Zn2+ + 2 H Zn2+ + H2
Für n = 3 ergibt sich für Zink:
Al + 3 H+ Al3+ + 3 H Al3+ + 1 ½ H2
2 Al + 6 H+ 2 Al3+ + 6 H 2 Al3+ + 3 H2
Folie 21
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Aufgaben
Erstellt die Redox-Gleichungen für folgende Reaktionen:
– Eisen (gibt 3 Elektronen ab) + Salzsäure
– Titan (gibt 4 Elektronen ab) + Sauerstoff
– Magnesium (gibt 2 Elektronen ab) + Schwefel
– Silber (gibt 1 Elektron ab) + Chlor
– Chrom (gibt 5 Elektronen ab) + Sauerstoff
Folie 22
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Elektrolyse
Anodenprozess (Oxidation):
2 Cl- Cl2 + 2 e-
Kathodenprozess (Reduktion):
2 Na+ + 2e- 2 Na
Durch Einsetzen elektrischer Energie lassen sich mit der Elektrolyse Reaktionen „erzwingen“, die spontan nicht ablaufen würden. Auf diese Weise werden Elemente wie Natrium und Chlor hergestellt, die in der Natur nur als Verbindungen vorkommen
Folie 23
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Elektrolyse
Je nach Metall/Stoff findet man ein unterschiedlich großes
Bestreben, Elektronen abzugeben. Entsprechend muss
unterschiedlich viel Energie (Spannung) aufgewendet werden, um
den Umkehrprozess elektrochemisch in Gang zu setzten.
Kombiniert man in einem galvanischen Element Elektroden
verschiedener Metall mit Salzlösungen der Metalle, so erhält man
eine Stromquelle, der Strom fließ vom unedleren Metall zum
edleren:
Folie 24
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Elektrolyse
Folie 25
Oxidation: Zn Zn2+ + 2e- Reduktion: Cu2+ + 2e- Cu Gesamteaktion: Zn + Cu2+ Cu + Zn2+ An der Kupferelektrode scheidet sich Kupfer ab.
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Oxidationszahlen
Viele Elemente können in Verbindungen in unterschiedlichen
Oxidationsstufen vorliegen. D.h. sie haben unterschiedlich viele
ihrer Außenelektronen abgegeben oder in einer polaren
Bindung an sich gezogen. Um die daraus resultierenden
unterschiedlichen Oxidationsstufen eines Elementes zu
charakterisieren, wurden die Oxidationszahlen eingeführt.
Elemente besitzen immer die Oxidationszahl 0
Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung
des Ions.
Folie 26
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Aufgabe: Oxidationszahlen
Bestimmt die Oxidationszahlen der Atome in:
– NaCl, Na2SO4, NaNO3, NaNO2, NH4Cl, NH4NO2
– HCHO, HCOOH, CH3OH, CH3COCH3
Folie 27
Kapitel 5 – Reaktionen der Anorganischen Chemie
Rechtliches
Abbildungsnachweis:
Folie 2, 7, 10: elemente chemie II, Klett Verlag, S. 228, 234.
Folie 16: http://www.youtube.com/watch?v=5uxsFglz2ig
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