Redoxreaktionen außerhalb galvanischer Zellen Oxidierte Form

Reduzierte Form

Zn2+

Zn

Cu

II

2+

0

E = - 0,76 V

Cu

0

0

Auch außerhalb von galvanischen Zellen gilt:

E0= + 0,34 V II

Cu2+(aq) + Zn(s) J Cu(s) + Zn2+(aq) Cu(s) + Zn2+(aq) J

0

Nur dann, wenn ∆E der Gesamtreaktion positiv ist, kommt es zur Reaktion. Demnach ist E0(OM) > E0(RM).

Wasserfließrichtung - Anordnung der Metalle In abfließendem Wasser enthaltene Kupferionen Cu2+ können die Flächenkorrosion von Aluminium, Zink und verzinktem Stahl fördern (Insbesondere, wenn es sich um größere Kupferflächen handelt). Deshalb sollten Zink, verzinkte Stahlteile oder Aluteile nicht in Fließrichtung unterhalb von Kupfer-Werkstoffen verwendet werden.

1

Zinkdachrinne Cu2+ + Zn J Cu + Zn2+

2 Installation von Kupfer vor verzinktem Stahl J kupferinduzierter Lochfraß (DIN 1988)

• Löslichkeit von Metallen in Säuren ∆E0 = E0(Kathode) – E0(Anode) = E0(OM) – E0(RM) Löslichkeit in Salzsäure HCl (nicht oxierende Säure) E0(H+|H2) = 0,00 V E0(Zn2+|Zn) = - 0,76 V

unedle Metalle, E0 < 0

E0(Cu2+|Cu) = + 0,34 V

edle Metalle, E0 > 0

2 e- + 2 H+(aq)

J H2(g)

E0(OM) = 0,00 V

Zn

J Zn2+ + 2e-

E0(RM) = - 0,76 V

2 H+ + Zn

J H2(g) + Zn2+

∆E0 = 0,76 V

2 e- + 2 H+ (aq)

J H2(g)

E0(OM) = 0,00 V

Cu

J Cu2+ + 2e-

E0(RM) = 0,34 V

2 H+ + Cu

J

∆E0 = - 0,34 V

Löslichkeit in Salpetersäure HNO3 (oxierende Säure)

NO3- + 4 H+ + 3 e-

J NO + 2 H2O

E0(OM) = 0,96 V

Cu

J Cu2+ + 2e-

E0(RM) = 0,34 V

2 NO3- + 8 H+ + 3 Cu

J 2 NO + 4 H2O + 3 Cu2+

∆E0

"Scheidewasser"

= 0,62 V

E0(Ag+|Ag) = 0,80 V

Ag in HNO3 löslich

E0(Au3+|Au) = 1,50 V

Au in HNO3 nicht löslich

• Aufstellen von Redoxgleichungen Formeln bzw. Symbole der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte formulieren, Atome mit sich ändernden Oxidationszahlen beidseitig ausgleichen

Elektronenbilanz Stöchiometrie zwischen Elektronenabgabe (Oxidation) und Elektronenaufnahme (Reduktion) mit Hilfe der Oxidationszahlen herstellen

Ladungsbilanz + Summe der Ionenladungen durch H (in saurer Lösung) oder OH (in basischer Lösung) ausgleichen

Stoffbilanz Differenzen der Stoffbilanz mit H2O ausgleichen

Redox-Gleichung in korrekter Form

Oxidationszahlen Oxidationszahlen dienen zur Beschreibung des Oxidationszustandes und zur Formulierung von Redoxgleichungen. Die Oxidationszahl (OZ) eines Elements gibt die Ladung an, die ein Atom des Elements hätte, wenn die Elektronen jeder Bindung an diesem Atom dem jeweils stärker elektronegativen Element zugeordnet würden.

Elemente

:

OZ = 0

Einatomige Ionen

:

OZ = Ionenladung

Mehratomige Ionen :

ΣOZ = Ionenladung

Neutrale Moleküle

:

ΣOZ = 0

Hierarchie von OZ in Verbindungen

:

M F H O

= = = =

positiv -I I - II

I -I NaCl

I + Cl = 0

I V -II H3PO4

3 ⋅ I + 4 ⋅ -II + P = 0

VI -II 2Cr2O7

7 ⋅ -II + 2 ⋅ Cr = -II

H +I +I

H

-I -I

+I

C

+I H

-I

-I

0

0

H

+I

C

-I

-I

O

-I

+I

H

H +I

Da die C-Atome einer C–C-Bindung immer den Wert 0 erhalten, kann die Zuordnung der OZ für jede Atomgruppe mit C-Atom erfolgen. -III I

CH3

-I I -II I

CH2OH

Redoxreaktionen ohne pH-Einfluss

- Lösung - Schmelze - Gasphase

Reaktion von metallischem Zink mit Kupfer(II)Ionen Reduktion + 2 e-

0 II Zn + Cu2+ Oxidation

Formeln / Symbole

II 0 Zn2+ + Cu - 2 e-

Elektronenabgabe = Elektronenaufnahme Elektronenbilanz

Zn + Cu2+

Zn2+ + Cu Redoxgleichung

Verbrennung von Wasserstoff - 4 ⋅ 1 e- = - 4 e-

Oxidation

0 0 +I -II 2 H2 + O2 J 2 H2O

+ 2 ⋅ 2 e- = + 4 eRM

Atome, deren OZ sich ändert J Anzahl auf beiden Seiten ausgleichen

Reduktion

OM

Verbrennung von Ammoniak (Ostwald-Verfahren)

Redoxreaktion in saurer Lösung Reaktion von Kupfer mit Nitrat-Ionen Ionengleichung Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte Cu + NO3-

Formeln / Symbole

Cu2+ + NO

Ausgleich von Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme Reduktion

0 V -II 3 Cu + 2 NO3-

1 ⋅ 3 e- = 3 e-

⋅2

II II -II 3 Cu2+ + 2 NO

Oxidation 1 ⋅ 2 e- = 2e-

⋅3

Elektronenbilanz

Ladungsbilanz

+

Ausgleich der Ionenladungen mit H 3 Cu + 2 NO3- + 8 H+

3 Cu2+ + 2 NO

-2

+6

+8

Ausgleich der Stoffbilanz mit H2O 3 Cu + 2 NO3- + 8 H+ 3 Cu, 2 N, 6 O, 8 H

Stoffbilanz

3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O 3 Cu, 2 N, 2 O + 8 H, 4 O

Redoxgleichung 3 Cu + 2 NO3- + 8 H+

3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O

Aufstellen von Teilreaktionen aus der elektrochemischen Spannungsreihe NO3- + 4 H+ + 3 eCu 2 NO3- + 8 H+ + 6 e3 Cu

NO + 2 H2O

⋅2

Cu2+ + 2e-

⋅3

2 NO + 4 H2O 3 Cu2+ + 6 eElektronenbilanz

Gesamtreaktion 3 Cu + 2 NO3- + 8 H+

3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O Redoxgleichung

Formelgleichung 3 Cu + 8 HNO3

3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

+ 6 NO3- als Gegenionen für 3 Cu2+

Reaktion von Dichromat-Ionen mit Chloridionen Ionengleichung Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte Cr2O72- + 2 Cl-

2 Cr3+ + Cl2

Stöchiometriefaktoren aufgrund Cr2O72- und Cl2 einfügen

der

Formeln / Symbole Formeln

Ausgleich von Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme ElektronenReduktion 2 ⋅ 3 e = 6 e bilanz

VI -II -I Cr2O72- + 3 ⋅ 2 Cl-

III 0 2 Cr3+ + 3 Cl2 Oxidation 2 ⋅ 1 e- = 2e-

⋅3

+

Ausgleich der Ionenladungen mit H Cr2O72- + 6 Cl- + 14 H+

Ladungsbilanz

2 Cr3+ + 3 Cl2

-8

+6

+ 14

Ausgleich der Stoffbilanz mit H2O Cr2O72- + 6 Cl- + 14 H+ 2 Cr, 7 O, 6 Cl, 14 H

Stoffbilanz

2 Cr3+ + 3 Cl2 + 7 H2O 2 Cr, 6 Cl + 14 H, + 7 O

Redoxgleichung Cr2O72- + 6 Cl- + 14 H+

2 Cr3+ + 3 Cl2 + 7 H2O

Aufstellen von Teilreaktionen aus der elektrochemischen Spannungsreihe Cr2O72- + 14 H+ + 6 e2 ClCr2O72- + 14 H+ + 6 e6 Cl-

2 Cr3+ + 7 H2O Cl2 + 2 e-

⋅3

2 Cr3+ + 7 H2O 3 Cl2 + 6 eElektronenbilanz

Gesamtreaktion Cr2O72- + 6 Cl- + 14 H+

2 Cr3+ + 3 Cl2 + 7 H2O Redoxgleichung

Formelgleichung K2Cr2O7 + 6 KCl + 7 H2SO4

Cr2(SO4)3 + 3 Cl2 + 7 H2O + 4 K2SO4

Redoxreaktion in basischer Lösung Reaktion von Permanganat-Ionen mit Sulfit-Ionen - Ionengleichung Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte -

MnO4

+ SO32-

Formeln / Symbole

MnO2 + SO42-

Ausgleich von Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme ElektronenReduktion 1 ⋅ 3 e = 3 e ⋅2 bilanz

VII -II IV -II 2 MnO4- + 3 SO32-

IV -II VI -II 2 MnO2 + 3 SO42-

Oxidation 1 ⋅ 2 e- = 2 e-

⋅3

-

Ausgleich der Ionenladungen mit OH 2 MnO4- + 3 SO32-

Ladungsbilanz

2 MnO2 + 3 SO42- + 2 OH-

-8

-6 -2

Ausgleich der Stoffbilanz mit H2O 2 MnO4- + 3 SO32- + H2O 2 Mn, 17 O, 3 S

Stoffbilanz

2 MnO2 + 3 SO42- + 2 OH2 Mn, 18 O, 3 S, 2 H

+ 2 H, + O

Redoxgleichung 2 MnO4- + 3 SO32- + H2O

2 MnO2 + 3 SO42- + 2 OH-

Aufstellen von Teilreaktionen aus der elektrochemischen Spannungsreihe MnO4- + 2 H2O + 3 eSO32- + 2 OH-

MnO2 + 4 OH-

⋅2

SO42- + H2O + 2 e-

⋅3

Elektronenbilanz 2

MnO4-

+ 4 H2O + 6 e

2 2 MnO2 + 8 OH-

3 SO32- + 6 OH-

3 SO42- + 3 H2O + 6 e-

-

Gesamtreaktion 2 MnO4- + 3 SO32- + H2O

2 MnO2 + 3 SO42- + 2 OHRedoxgleichung

Formelgleichung 2 KMnO4 + 3 K2SO3 + H2O

2 MnO2 + 3 K2SO4 + 2 KOH