Aufgaben zu Oxidationszahlen und zu Redoxreaktionen

Chemielaboranten

1. Allgemeine Aufgaben 1.1 Chlor bildet einige Sauerstoffsäuren. Sie lauten: Hypochlorige Säure HClO ("Unterchlorige Säure"), Chlorige Säure HClO2, Chlorsäure HClO3 und Perchlorsäure HClO4. a) Geben Sie die Oxidationszahl des Chlors in den verschiedenen Säuren an. b) Begründen Sie, warum es keine Säure mit der Oxidationszahl +IX gibt ("Chlor(IX)–Säure"). 1.2 Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller unterstrichenen Atome und benennen Sie die Verbindungen a) Fe2O3

b) Ag2O

c) CuSO4

e) KMnO4

f) LiAlH4 (Lithiumaluminiumhydrid)

g) CO

i) K2O

j) K2O2

k) KO2 (Kaliumhyperoxid)

d) Cu2SO4 h) H2O2 l) CaC2 (Calciumcarbid)

1.3 Geben Sie von 1,1-Dichlorethen und von Triethylamin die Oxidationszahlen aller Atome an. 1.4 Welche Oxidationszahlen kann Kohlenstoff in Verbindungen annehmen? Begründen Sie weshalb andere Oxidationszahlen nicht möglich sind. Geben Sie zu jeder Oxidationszahl eine Verbindung incl. Strukturformel an. 1.5 Geben Sie die Reaktionsgleichungen für folgende Redoxreaktionen an. a) Li + Cl2

b) Na + O2  Natriumperoxid

c) CO2 + C  CO

d) Ozon + Bleisulfid  Bleisulfat

1.6 Mit Dichromat-Ionen (Cr2O72−) lässt sich im sauren Ethanal (H3C-CHO, Strukturformel: siehe unten) zu Ethansäure (H3C-COOH, Strukturformel: siehe unten) aufoxidieren. Dabei fällt auch Cr 3+ an. Formulieren Sie die Gesamtreaktionsgleichung mit zwei Verfahren: a) Direkte Ermittlung der Gesamtgleichung („Einzeiler“). b) Getrenntes Aufstellen der Teilgleichungen und Zusammenfassung zur Gesamtgleichung („Dreizeiler“).

1.7 Die Silberspiegelprobe dient dem Nachweis reduzierender Gruppen, z.B. Aldehydgruppen. So wird Methanal (H2CO) im alkalischen Milieu zum Säurerest-Ion der Methansäure oxidiert, aus dem Ag + entsteht ein feiner Silberspiegel. Notieren Sie die Reaktionsgleichung. 1.8 Iodometrische Bestimmung von Cu2+:

1. Schritt: Cu2+-Ionen reagieren mit Iodidionen quantitativ zu

Cu+ und Iod. 2. Schritt: Der Iodgehalt der Lösung wird daraufhin durch Titration mit Maßlösung, die Thiosulfat (S2O32−), im sauren Milieu bestimmt. Dabei reagiert das Thiosulfat-Ion zum Tetrathionat-Ion (S4O62−). Aus dem Verbrauch an Maßlösung lässt sich auf den Cu 2+-Gehalt zurückrechnen. Formulieren Sie für beide Schritte eine Reaktionsgleichung. Vereinigen Sie beide Reaktionsgleichungen anschließend zu einer Gesamtreaktionsgleichung . 1.9 Chlor wird im chemischen Labor durch Zutropfen halbkonzentrierter Salzsäure zu festem Kaliumpermanganat gewonnen. Dabei entstehen Mn 2+-Ionen. Formulieren Sie die Redoxgleichung, auch mit Gegenionen. 1.10 Ethanal (Strukturformel: siehe Aufgabe 1.6) kann durch Oxidation von Ethanol (H 3C-CH2-OH) mit Dichromationen (Cr2O72−) in saurer heißer Lösung hergestellt werden. Das Oxidationsmittel wird dabei zu Cr3+ reduziert. 1.11 Stickstoff kann im Labor wird durch Erhitzen einer wässerigen Lösung von Ammoniumnitrit (NH 4NO2) gewonnen werden. Notieren Sie die Reaktionsgleichung. Handelt es sich um eine Redoxreaktion? Begründen Sie!

1.12 Peroxodisulfationen (S2O8–2: −O3S-O-O-SO3−, die beiden mittleren O-Atome liegen in der OZ –I vor) sind sehr starke Oxidationsmittel, die in saurer Lösung mit Ag + als Katalysator sogar Mn2+ zu MnO4– aufoxidieren können. Formulieren sie die Reaktionsgleichung. Dabei entstehen auch Sulfat-Ionen. 1.13 In alkalischer Lösung komproportionieren Mn 2+-Ionen mit Permanganationen zu Braunstein (MnO 2). Notieren Sie die Reaktionsgleichung. 1.14 Zur Niederschlagung von Bromdämpfen, können sie in Kalilauge eingeleitet werden. Dabei kommt es zur Disproportionierung in Bromationen (BrO3−) und Bromidionen. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung, auch mit Gegenionen. 2. Weitere Aufgaben 2.1 Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen und kennzeichnen Sie für den Fall, dass es sich um eine Redoxreaktion handelt, Oxidation, Reduktion, Oxidationsmittel und Reduktionsmittel. Üben Sie das Einrichten als „Einzeiler“ und auch in der Form mit getrennten Teilgleichungen. a) Stickstoff reagiert mit Sauerstoff zu Stickstoffmonoxid. b) Natrium reagiert mit Ammoniak zu Wasserstoff und Natriumamid (NaNH 2). c) Bringt man das Salz Natriumethanolat (H3C-CH2-O- Na+) in Wasser ein, so entsteht eine alkalische Lösung . d) Der Herstellung von Chlor kann mithilfe einer Kaliumpermanganatlösung (KMnO 4

aq)

erfolgen. Die violette

Lösung wird mit Schwefelsäure angesäuert und zu einer Natriumchloridlösung getropft. Dabei verschwindet die violette Farbe des Permanganat-Ions. Oxidation und Reduktion separat formulieren! e) Säuert man eine Lösung die Iodid-Ionen und Iodat-Ionen (IO 3−) enthält, an, so entsteht Iod. f)

Tropft man konzentrierte Salpetersäure zu elementarem Kupfer, so steigt giftiges Stickstoffdioxid auf.

2.2 Der Gehalt an Schwefliger Säue (H2SO3) in einer Lösung kann durch Titration mit I 2-haltige Maßlösung bestimmt werden. Der erste Tropfen I2-Überschuss führt mit Stärke als Indikator zu einer starken Blaufärbung so dass sich der Äquivalenzpunkt dieser Titration gut optisch erkennen lässt. a) Formulieren Sie die Redoxreaktion und kennzeichnen Sie Oxidations- und Reduktionsmittel. . b) Bei der Titration von 40 mL der Probelösung werden bis zum Umschlagpunkt 20,8 mL einer Iod-Maßlösung mit c(I2) = 5 mmol/L verbraucht. Berechnen Sie den Gehalt an Schwefligen Säure in der Probelösung in mg/L. 2.3 1,2-Ethandiol (HO-CH2-CH2-OH) wird aus Ethylenoxid (C2H4O) mithilfe einer anderen Reaktionspartners gewonnen a) Überprüfen Sie ob es sich bei der Stoffumwandlung um eine Redoxreaktion handelt. Schlagen Sie einen Reaktionspartner vor und formulieren Sie die Reaktionsgleichung. b) Welches Volumen an Ethylenoxid-Gas ist bei Normbedingungen einzusetzen, um 1 L 1,2-Ethandiol (ρ = 1,12 g/cm3) zu erhalten? 2.4 Zur Trennung des Silber- und Goldanteils wird Altschmuck mit konzentrierter Salpetersäure behandelt. Dabei löst sich nur der Silberanteil unter Bildung von Stickstoff(II)-oxid. a) Formulieren Sie die Redoxreaktion mit getrennten Teilgleichungen zwischen Silber und Salpetersäure. b) Begründen Sie, weshalb Silber sich löst, Gold jedoch nicht. 2.5 In alkalischer Lösung reagiert Wasserstoffperoxid (H 2O2) mit Permanganat-Ionen (MnO4−) zu molekularem Sauerstoff und Mangan(IV)-oxid. Für die Reduktion gilt folgende Reaktionsgleichung: MnO4− + 3 e− + 2 H2O → MnO2 + 4 OH−. Formulieren Sie zusätzlich die Redoxreaktion mit frei wählbaren Gegenionen. 2.6 Wasserstoffperoxid kann in sauer Lösung Peroxodisulfat-Ionen (S 2O82−) zu Schwefelsäure reduzieren. 2.7 Wasserstoffperoxid kann in sauer Lösung Iodidionen zu Iod oxidieren. Warum handelt es sich bei H 2O2 um ein im Labor beliebtes Oxidationsmittel?

2.8 Blei(IV)-oxid kann als Oxidationsmittel Kaliumbromid in schwefelsaurer Lösung zu Brom oxidieren. Stellen Sie die Rkt.gleichung mit Gegenionen auf. 2.9 Eine Iodlösung (z.B. für die Iodometrie) wird im Labor durch Ansäuern einer Kaliumiodid- und Kaliumiodat-haltigen Lösung mit Salzsäure hergestellt. Formulieren Sie die Redoxgleichung dieser Komproportionierungsreaktion mit Gegenionen. 2.10 Propan-2-ol (Strukturformel: siehe unten) wird durch Kupfer(II)-oxid unter Bildung von Propanon H 3C-C(O)-CH3 oxidiert.

H3C 2-Propanol:

CH

H3C

CH3

OH

Propanon:

C

CH3

O

2.11 Kaliumdichromat (K2Cr2O7) kann in salzsaurer, kalter Lösung, Ethanol (CH 3-CH2-OH) zu Essigsäure (H3C-COOH) oxidieren , wobei auch Cr(III)-Ionen entstehen.

H3C Essigsäure:

C

OH

O

2.12 Wasserstoffperoxid zersetzt sich beim Verkochen unter Sauerstoffentwicklung Notieren Sie die Reaktionsgleichung. Handelt es sich um eine Redoxreaktion? Begründen Sie. 2.13 Chlordioxid disproportioniert in alkalischer Lösung in Chlorit-Ionen (ClO 2–) und Chlorat-Ionen (ClO3–). 2.14 Die quantitative Bestimmung des Umweltgifts Kohlenmonoxid mit Hilfe von Gasprüfröhrchen basiert auf die Umsetzung von Kohlenstoffmonoxid mit Diiodpentaoxid zu Iod und Kohlenstoffdioxid.

Lösungen finden Sie im Anhang dieses Arbeitsblattes. Download unter www.laborberufe.de

Lösungen – ohne Gewähr 1.1 Strukturformel + Name

Oxidationsstufe

HClO: Hypochlorige Säure

+I

HClO2: Chlorige Säure

+III

HClO3: Chlorsäure

+V

HClO4: Perchlorsäure

+VII

Chlor steht in der 7. Hauptgruppe und hat somit 7 Außenelektronen. Es kann die Edelgasregel erfüllen in dem es von einem Bindungspartnern in einer chemischen Reaktion 1 Elektron aufnimmt (bzw. den Großteil der Ladungsdichte eines Elektrons erhält). Das ist z.B. bei HCl der Fall: Wegen der höheren Elektronegativität (EN) des Cl liegt das Bindungselektron näher am Cl als am H (H◄Cl). So erhält das Chloratom die Oxidationszahl –I. Cl (EN = 3,0) kann an elektronegativere kovalente Bindungspartner, z.B. O (EN = 3,4) allerdings auch Elektronen abgeben. Das Chloratom kann dabei höchstens so viele Elektronen abgeben, wie es Außenelektronen besitzt. Es kann also insgesamt Oxidationszahlen zwischen –I und +VII annehmen. Die Abgabe weiterer Elektronen als 7 würde bedeuten, dass Cl seine günstige Edelgaskonfiguration aufgeben würde. So existiert keine Chlor(+IX)-säure. 1.2. a) Fe: +III

b) Ag: +I

c) Cu: +II

Cu: +I

Eisen(III)-oxid

Silber(I)-Oxid

Kupfer(II)-sulfat

Kupfer(I)-iodid

b) Mn: +VII

d) Li: +I, Al: +III, H: –I

e) C: +II

f) O: –I

Kaliummanganat(VII) (oder Kaliumpermanganat)

gegenüber Me hat negative Ox.zahl

Kohlenstoffmonooxid

Wasserstoffperoxid

g) K: +I, O: –II

h) K: +I, O: –I

i) K: +I, O: –½

j) C: –I

Oxide: Oxidationszahl des O: –II

Peroxide: Oxidationszahl des O: –I

Hyperoxide: Oxidationszahl des O: –½

Cacliumcarbid

Kaliumoxid

Kaliumperoxid

Kaliumhyperoxid

H

Lithiumaluminiumhydrid

1.3.

-I Cl +IIC -I

+I H +IH

H+I

+IH

C-III +I H H +IH C -I -III N C H C H H H C

C-II

Cl

H

+I

H

1.4. OZ –IV

Beispiele H

H

-IV

C

Methan H

H H

–III H

-III

C

Ethan CH3

H

H

–II H

-II

C

Cl

Chlormethan H

H

H C

H H

H

–I H

-I

C

Chlorethan CH3

Cl

H

0

Dichlormethan

Cl C0 H Cl Cl

+I H

+I

C

Dichlorethan CH3

Cl

+II +III

z.B. C≡O

Kohlenstoffmonooxid 1,1,1–Trichlorethan

Cl

Cl

+III C CH3 Cl

+IV 1.5.

O=C=O

Kohlenstoffdioxid

Sind alle Edukte und Produkte bekannt, so kann die Reaktionsgleichung direkt eingerichtet werden. Reduktion: 2 * 1 e– = 2 e– a) 2 oder:

L i

+

C l



2

2

L i C l

Oxidation: 2*1e– = 2 e–  Li+ + e–)∙2

Oxidation:

(Li

Damit die Elektronenzahl der beiden Teilreaktionen , die gleiche Anzahl an e – umsetzen, muss obere Gleichung mit 2 multipliziert werden.

Reduktion:

Cl2 + 2 e–

Summe:

2 Li + Cl2 + 2 e–  2 Li+ + 2e– + 2 Cl–

Redoxreaktion

2Li + Cl2

 2 Cl–

Beide Rkt.gleichungen werden addiert…

 2 LiCl

…und dann gekürzt

b) Natriumperoxid: Na2O2: Oxidationszahlen: Na: +I, O: –I Reduktion: 2 * 1 e– = 2 e–

2

N a

+

O

2



N a

2

O

2

Oxidation: 2*1e– = 2 e– oder Oxidation:

(Na

 Na+ + e–)∙2

Reduktion:

O2 + 2 e–

 O22–

Damit die Elektronenzahl der beiden Teilreaktionen , die gleiche Anzahl an e– umsetzen, muss obere Gleichung mit 2 multipliziert werden.

Summe:

2 Na + O2 + 2 e–

 2 Na+ + 2e– + O22–

Beide Rkt.gleichungen werden addiert…

Redoxreaktion

2 Na + O2

 Na2O2

…und dann gekürzt

Reduktion: 2 * 1 e– = 2 e–

c)

C O

+

2

C



2

C O

Oxidation: 2*1e– = 2 e– Redoxreaktionen bei denen bei denen Oxidationsstufen eines Elements sich gegenseitig ausgleichen heißen Komproportionierungen. Hier reagiert ein C-Atom mit Oxidationszahl: + IV (CO 2) mit C-Atom der Oxidationszahl 0. Zusammen bilden Sie ein Produkt, dessen Oxidationszahl +II (CO). Reduktion: 12 * 2 e– = 24 e–

d)

3

P b S

+

4

O



3

3

P b S O

4

Oxidation: 3*8e– = 24 e– 1.7. Zum Aufstellen von Redoxreaktionen gibt es ein Arbeitsblatt mit einer ausführlichen Anleitung! Oxidation:

H 0 C O H

+

-

3 OH

H

O

+II

C

O

-

+

2 H2O

+

-

2e

 Ag–)∙2–

Reduktion:

(Ag+ + e–

Redoxreaktion:

3 OH– + 2 Ag+ + H2CO

Damit die e–-Zahl der beiden Teilreaktionen, die gleiche Anzahl an e– umsetzen, muss untere Gleichung mit 2 multipliziert werden.

 2 Ag + HCOO− + 2 H2O

Damit Ag+ in alkalischer Lösung nicht als AgOH ausfällt, muss es mit NH3 "maskiert werden": Silberdiamminkomplex [Ag(NH3)2]+. Deshalb geben Sie NH3 in den Reaktionsansatz. 1.8. 1. Schritt Oxidation:

2 I–

 I2 + 2 e–

Reduktion:

(Cu2+ + e–

 Cu+)*2

Redoxreaktion:

2 I– + 2 Cu2+

 2 Cu+ + I2

2. Schritt Oxidation:

2 S2O32–

 S4O62– + 2 e–

Reduktion:

I2 + 2e–

 2 I–

Redoxreaktion:

I2 + 2 S2O32–

 S4O62– +2 I–

Bruttoreaktion: Reaktionen werden stets so zusammengefasst, dass die jeweiligen Seiten addiert werden! 1. Schritt:

2 I– + 2 Cu2+

 2 Cu+ + I2

2. Schritt:

I2 + 2 S2O32–

 S4O62– +2 I–

Summe:

2 I– + 2 Cu2+ + I2 + 2 S2O32–  S4O62– +2 I– + 2 Cu+ + I2

Bruttogleichung (gekürzt):

2 Cu2+ + 2 S2O32–

 S4O62– + 2 Cu+

1.9. Oxidation:

(2 HCl

 Cl2 + 2 H+ + 2 e–)*5

Reduktion:

(MnO4− + 5e– + 8 H+

 Mn2+ + 4 H2O )*2

Redox:

2 MnO4− + 10 HCl + 6 H+

 2 Mn2+ 8 H2O + 5 Cl2

Redox mit Gegenionen

2 KMnO4 (aq) + 16 HCl (aq)  2 KCl (aq)+ 8 H2O + 2 MnCl2 (aq) + 5 Cl2

Da als Säure HCl eingesetzt wird kann man statt H + auch direkt HCl schreiben, wenn man dies auf der rechten  2 KCl + 8 H2O– + 2 MnCl2 + 5 Cl2

Seite der Reaktionsgleichung berücksichtigt: 2 KMnO4 + 16 HCl 1.10. Oxidation: H

H

H

C

C

H

H

H

-I

O

H H

C

H C

H

+I +

2H

+

+ 2e

O

(C2H6O

 CH4O +2 H+ + 2 e– )*3

Reduktion:

Cr2O72– + 14 H+ + 6 e–

 2 Cr3+ + 7 H2O

Redoxreaktion 1.11.

3 C2H6O + Cr2O72– + 8 H+

 3 CH4O + 2 Cr3+ + 7 H2O

( - III )

( + III )

(0)

N H 4 N O2 ® N 2 + H 2O

Es handelt sich um eine Redoxreaktion, da sich die Oxidationsstufen einzelner Atome ändern. Es handelt sich hier um eine Komproportionierungsreaktion, weil 2 Stickstoffatome untereinander ihre Oxidationszahl ausgleichen. 1.12. Oxidation:

(Mn2+ + 4 H2O

 MnO4– + 8 H+ + 5 e–)*2

Reduktion:

(S2O82– + 2 e–

 2 SO42–)*5

Redoxreaktion 1.13.

2 Mn2+ + 8 H2O + 5 S2O82–

 10 SO42– + 2 MnO4– + 16 H+

Oxidation:

(Mn2+ + 4 OH−

 MnO2 + 2 e– + 2 H2O )*3

Reduktion:

(MnO4– + 3e– + 2 H2O

 MnO2 + 4 OH−)*2

Redoxreaktion:

3 Mn2+ + 4 OH– + 2 MnO4–

 5 MnO2 + 2 H2O

1.14. Disproportionierungen sind Redoxreaktionen bei denen sich die Oxidationsstufen eines Elements sich aufspalten. Hier entsteht aus der Oxidationszahl des Broms von 0 (Br2) auf die Oxidationszahlen –I (Br–) und +V (BrO3–) Oxidation:

Br2 + 12 OH−

 2 BrO3– + 6 H2O + 10 e––

Reduktion:

(Br2 + 2e–

 2 Br–)*5

Redoxreaktion:

6 Br2 +12 OH–  2 BrO3– + 10 Br– + 6 H2O

Da es sich um Kalilauge handelt kann man auch schreiben: 6 Br 2 + 12 KOH  2 KBrO3 + 10 KBr + 6 H2O

2.1a Hier entsteht nur ein Reaktionsprodukt. Eine getrennte Formulierung von Oxidation und Reduktion macht deshalb wenig Sinn. Weiterhin findet die Reaktion nicht in wässeriger Lösung statt, alle beteiligten Stoffe sind gasförmig. Ein Einrichten mit H+/H2O etc. entfällt. Man kann die Redox-Reaktion gleich vollständig formulieren. N2 + O2 → 2 NO 2.1b Oxidation:

(Na → Na+ + e−)*2

Reduktion: - III + I

-

- III + I -

Der Wasserstoff wird reduziert! 0

2 N H 3 + 2e ® 2 N H 2 + H 2

Redoxreaktion:

2 Na + 2 NH3 → 2 Na+ + 2 NH2− + H2

oder 2 Na + 2 NH3 → 2 NaNH2 + H2

2.1c Das ist keine Redoxreaktion, sondern eine Protolyse! Die Oxidationszahlen ändern sich nicht. C2H5ONa + H2O → C2H5OH + Na+ + OH− 2.1d) Durch die Aufgabenstellung geht hervor, dass es sich um saure Umgebung handelt. => sauer einrichten. (2 Cl− → Cl2 + 2 e−)*5

Oxidation:

Chlorid-Ionen sind in der Natriumchloridlösung

enthalten

Reduktion:

(MnO4− + 5 e− + 8 H+ → 4 H2O + Mn2+)*2

Redoxreaktion:

10 Cl− + 2 MnO4− + 16 H+ → 5 Cl2 + 8 H2O + 2 Mn2+

mit Gegenionen (war nicht verlangt, nur zur

10 NaCl + 2 KMnO4 + 16 H+ → 5 Cl2 + 8 H2O + 10 Na+ + 2 K+

Übung): konkretisiert mit Schwefelsäure (war nicht verlangt, nur zur Übung):

10 NaCl + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 (aq)→ 5 Cl2 + 8 H2O + 5 Na2SO4 (aq)+

K2SO4 (aq)

2.1e) Es handelt sich um eine Komprortionierung (Synproportionierung). Oxidation:

(2 I− → I2 + 2 e−)*5

Reduktion:

2 IO3−+ 10 e− + 12 H+→ I2 + 6 H2O

Redoxreaktion:

10 I− + 2 IO3− + 12 H+ → 6 I2 + 6 H2O

2.1f) Oxidation:

Cu → Cu2+ + 2 e−

Reduktion:

(HNO3 + H+ + e−→ NO2 + H2O)*2

Cu + 2 HNO3 + 2 H+ → Cu2+ + 2 NO2 + 2 H2O

Redoxreaktion: 2.2 Oxidation:

H2SO3 + H2O → H2SO4 + 2 H+ + 2 e−

H2SO3 ist das Reduktionsmittel

Reduktion:

I2 + 2 e− → 2 I−

I2 ist das Oxidationsmittel

Redoxreaktion:

H2SO3 + I2 + H2O → 2 I− + 2 H+ + H2SO4 aq

b) Zuerst wird berechnet, welche Stoffmenge Maßreagenz bis zum Umschlagpunkt zugegeben wurde: Wenn pro Liter 5 mmol I2 enthalten sind, dann sind in 20,8 mL enthalten: n(I 2) = 0,104 mmol Jetzt wird mit dem Koeffizientenverhältnis der Reaktinosgleichung darauf geschlossen, welche Stoffmenge Analyt (= gesuchter Stoff) enthalten ist. Aus dem Koeffizientenverhältnis 1:1 ist zu entnehmen, dass n(H 2SO3) = 0,104 mmol Nun wird der Gehalt in mg/L berechnet. M(H2SO3) = 82,0 g/mol. m(H2SO3) = 0,104 mmol · 82,0 mg/mmol ≈ 8,528 mg. Wenn also in 40 mL der Probe 8,528 mg enthalten sind, so sind in 1000 mL dann 213,2 mg enthalten. => β(H 2SO3) = 213,2 mg/L 2.3 a) Um einen Reaktionspartner vorschlagen zu können, muss man erst herausfinden ob die Teilreaktion von Ethylenoxid zu 1,2-Ethandiol eine Oxidation oder eine Reduktion ist. In Ermangelung einer Strukturformel für Ethylenoxid, muss dies anhand der Summenformeln geschehen. Ethylenoxid:

-I

+I

- II

1,2-Ethandiol:

C2 H 4 O

-I

+I

- II

C2 H 6 O 2

Man erkennt, dass es sich nicht um eine Reduktion oder Oxidation handelt. Es wird also kein Reduktions- oder Oxidationsmittel benötigt. Der Reaktionspartner der benötigt wird, liegt auf der Hand, wenn man schaut, was in der Summenformeln von Ethylenoxid fehlt, um zu Ethandiol zu werden: H 2O. Reaktionsgleichung: C2H4O + H2O → C2H6O2 b) Mithilfe der Dichte kann man entnehmen, dass1 L Ethandiol 1120 g wiegt. Mit der molaren Masse von M = 62,1 g/mol folgt, dass sich hierbei um die Stoffmenge n = 18,035 mol handelt. Wegen dem 1:1-Koeffizientenverhältnis lässt sich auch die erforderliche Stoffmenge Ethylenoxid mit n= 18,035 mol angeben. Da bei Normbedingungen 1 mol eines beliebigen Gases 22,4 Liter einnehmen, so nehmen dann 18,035 mol insgesamt ca. 404 Liter Rauminhalt ein. 2.4 a) Oxidation:

(Ag → Ag+ + e −)*3

Reduktion:

NO3− + 4 H3O+ + 3 e− → NO + 6 H2O

Redox

3 Ag + NO3− + 4 H3O+ → NO + 6 H2O + 3 Ag+

:

b) Gold ist edler als Silber und löst sich daher nicht auf.

2.5 Reduktion

(MnO4− + 3 e− + 2 H2O

Oxidation

(H2O2 + 2 OH−

→ O2+ 2 H2O + 2 e−)*3

Summe (gekürzt) 3 H2O2 + 2 MnO4 mit Gegenionen

→ MnO2 + 4 OH−)*2

−

siehe Aufgabenstellung

→ 3 O2 + 2 MnO2 + 2 H2O + 2 OH

Zur Überprüfung überzeugt man

−

sich davon, dass Ladungsbilanz

3 H2O2 + 2 KMnO4 → 3 O2 + 2 MnO2 + 2 H2O + 2 KOH

und Atombilanz stimmt! 2.6 Reduktion

S2O82− + 2 H+ + 2 e−

Oxidation

H2O2

→ 2 HSO4−

→ O2 + 4 H+ + 2 e−

Summe (gekürzt) S2O82− + H2O2

→ 2 HSO4− + O2 + 2 H+ Ein H+ wurde mit einem HSO4− zu

ODER

einem H2SO4 vereint

S2O82− + 2 H+ + H2O2 → 2 H2SO4(aq)+ O2

2.7 Reduktion

H2O2 + 2 H+ + 2 e− → 2 H2O

Oxidation

(I−

Summe (gekürzt)

H2O2 + 2 H+ + 2 I− → 2 H2O + I2

→ 0,5 I2 + 1 e−)*2

Wenn H2O2 als Oxidationsmittel eingesetzt wird, resultiert nur H 2O als Endprodukt. Evtl. noch unverbrauchtes H2O2 kann einfach verkocht werden (siehe auch Aufgabe 9 + Lösung). Es bleiben also keine Ionen oder sonstige Stoffe in Lösung, die evtl. Analysen stören könnten. 2.8 Reduktion

PbO2 + 4 H+ + 2 e− → Pb2+ + 2 H2O

Oxidation

(Br− → 0,5 Br2 + e−)*2

Summe (gekürzt) PbO2 + 4 H+ + 2 Br −→ Pb2+ + Br2 + 2 H2O mit Gegenionen

PbO2 + 2 H2SO4 + 2 KBr→ PbSO4 + Br2 + K2SO4+2 H2O

2.9 Reduktion

IO3−+ 6 H+ + 5e− → 0,5 I2 + 3 H2O.

Oxidation

(I− → 0,5 I2 + e−)*5

Summe (gekürzt) IO3− + 6 H+ + 5 I− → 3 I2 + 3 H2O mit Gegenionen

.

KIO3 (aq) + 6 HCl (aq) + 5 KI (aq) → 3 I2 + 3 H2O + 6 KCl (aq)

2.10

CH3 H3C 2-Propanol:

C

(0)

OH

O H H3C

C

(+II)

CH3

Cu

(0)

Cu

(+II)

O

Wenn CuO als Oxidationsmittel dient, dann bildet sich entweder Cu(I)-oxid oder Cu als Reaktionsprodukt. Für Cu gilt z.B.

CH3

Schritt 1.

H3C

C

(0)

O H

H3C

OH C3H8O Schritt 2.

C

(+II)

Cu

(0)

Cu

(+II)

O

CH3

C3H6O

C3H8O + CuO

→ C3H6O + Cu

Die e−-Bilanz ist hier schon ausgeglichen: Um C(0) in C(+II) zu überführen müssen 2 e − abgegeben werden, um Cu(+II) in Cu(0) zu überführen müssen 2 e− aufgenommen werden, Schritt 3:

C3H8O + CuO

→ C3H6O + Cu + H2O

Man überprüfe jedes mal, ob die Gleichung am Ende richtig eingerichtet ist! Richtet man die Reaktionsgleichung mit Cu2O als Reaktionsprodukt ein, so resultiert mit dem gleichen Schema: C3H8O + 2 CuO → C3H6O + Cu2O + H2O 2.11 Schritt 1.

O

H H3C

C

(-I)

OH

H3C

H

C2H6O Cr2( +VI ) O72 -

C

(+III)

OH

C2H4O2 Cr 3+ ( + III ) :

Pro Ethanolmolekül werden 4 e− abgegeben.

Pro Dichromat-Ion werden 2*3 = 6 e− aufgenommen. Es müssen

doppelt so viel Cr3+ entstehen, da Cr2O72−. Schritt 2.

3C2 H 6O + 2Cr2O72- ® 3C2 H 4O2 + 4Cr 3+ ; Ein Redox-Paar wird mal 3 multipliziert, das andere mal 2. So ist die Elektronenbilanz ausgeglichen.

Schritt 3:

3C2 H 6O + 2Cr2O72- + 16 H + ® 3C2 H 4 O2 + 4Cr 3+ + 11H 2O Zum Ausgleich der O-Bilanz werden zuerst rechts 11 H 2O ergänzt. Damit auch die H-Bilanz stimmt, müssen links noch 16 H+ ergänzt werden. Man überprüfe ob die Gleichung richtig eingerichtet ist (Ladungsbilanz, Atombilanz)!

2.12 H2O2 kann verkocht werden, wobei es sich spaltet. Hier kann man die Reaktionsgleichung gleich hinschrieben: H2O2 → H2O + 0,5 O2 bzw. 2 H2O2 → O2 + 2 H2O. Lösung unter Einhaltung des formalen Lösungsweg: Schritt 1.

H2O2(−I)

→ O2(0)

: Pro H2O2-Molekül (2 O-Atome) werden 2 e− abgegeben.

H2O2(−I)

→ H2O(-II)

: Pro H2O2-Molekül werden 2 e− Aufgenommen. Es müssen

doppelt so viel H2O entstehen. Schritt 2.

H 2O2 + H 2O2 ® O2 + 2 H 2O ; Die e−-Bilanz ist hier schon ausgeglichen

Schritt 3:

entfällt, da Atom- und Ladungsbilanz stimmt

Es handelt es sich um eine Redox-Reaktion, da die Reaktion für einige Elemente mit der Änderung der Oxidationszahl einher geht. Eine Redoxreaktion bei der eine mittlere Oxidationszahl an einem Element (hier: −I) in eine größere (0) und eine kleinere (-II) zerfällt, wird Disproportionierung genannt. 2.13 Schritt 1.

Cl(+IV)O2 → Cl(+III)O2−: Pro Chlordioxid-Molekül wird 1 e− abgegeben ClO2(+IV) → Cl(+V)O3−: Pro Chlordioxid-Molekül wird 1 e− aufgenommen. Es handelt sich also um eine Disproportionierung (siehe auch Lösung zu Aufgabe 9).

Schritt 2.

ClO2 + ClO2 ® ClO2- + ClO3- ; ; Die e−-Bilanz ist hier schon ausgeglichen

Schritt 3:

ClO2 + ClO2 + 2OH - ® ClO2- + ClO3- + H 2O ; Durch Hinzufügen von OH− und H2O wird die Atom- und Ladungsbilanz ausgeglichen.

2.14 Schritt 1.

C (+II)O → C(+IV)O2 I2(+V)O5 → I2(0)

Schritt 2.

: Es werden 2 e− pro CO abgegeben. : Es werden Pro Diiodpentaoxid 2*5 = 10 e− aufgenommen.

5CO + I 2O5 ® 5CO2 + I 2 ; Das eine RedoxPaar ist zum Ausgleich der e−-Bilanz mal 5 multipliziert worden.

Schritt 3:

5CO + I 2O5 ® 5CO2 + I 2 ; Die Atom- und Ladungsbilanz ist schon richtig.