Kurstag Nr. 5: Reduktion und Oxidation Oxidationszahlen (OZ

Kurstag Nr. 5:
Reduktion und Oxidation
Oxidationszahlen (OZ)
REDOX – Reaktionen / - Gleichungen
Das elektrochemische Potential
Die Spannungsreihe der Chemischen Elemente
Die Nernstsche Gleichung
Definitione
n
Ein Stoff wird dann oxidiert, wenn er Elektronen abgibt:
Oxidation ! Elektronen - A b g a b e
Ein Stoff wird reduziert, wenn er Elektronen aufnimmt:
Reduktion ! Elektronen - A u f n a h m e
Beide Vorgänge treten stets gekoppelt auf im Begriff
der
Oxidationsmittel - Reduktionsmittel
Oxidationsmittel sind Substanzen die andere
Stoffe oxidieren, d. h. sie selbst werden dabei reduziert
Reduktionsmittel sind Substanzen die andere Stoffe
reduzieren, d. h. sie selbst werden dabei oxidiert.
FeCl3 zerlegt gedacht in Fe3+ Kationen
und 3 x Cl - - Anionen
Als Oxidationszahl wird die Zahl an Elektr
bezeichnet, die gegenüber dem Elementzustand
Entscheidendes Kriterium dafür ist die
„Elektronegativitätsdifferenz “
[dimensionslose Zahl]
Nicht mit elektronegativerem Partner:
oder in Peroxiden (-1 !):
R-O-O-R
Alkalimetalle (Li, Na, K...):
Element-Ionen immer entsprechend ihrer
Wertigkeit:
+3
+2
Natriumsulfid
Natriumsulfit
Natriumsulfat
Oxidationszahlerniedrigung
Ladungsbilanz der Gesamtgleichung:
In saurer Lösung reagieren Dichromat-Ionen mit ChloridIonen zu Cr3+-Ionen und elementarem Chlor:
Cr2O7 22
7 H2O Für 7 Wasser werden 14 Wasserstoffatome benötigt+
Disproportionierung /
Komproportionierung
Disproportionierung: Aus einem Stoff entstehen zwei
andere mit je einer höheren und einer niedrigeren
Oxidationszahl:
Komproportionierung: Aus zwei Stoffen entsteht ein
Stoff mit einer dazwischenliegenden Oxidationszahl:
Photosynthese bei Grünpflanzen mittels des REDOX -Katalysators
Chlorophyll bzw. der Stoffwechsel von Kohlenhydraten in
Warmblütern mittels des REDOX -Katalysators Hämoglobin
Iodometrie I
Bestimmung von Thioglykolsäure:
I. Umsetzung einer unbekannten Menge Thioglykolsäure
mit einer bekannten Menge Iodlösung (im Überschuß) :
II. DanachBestimmung der überschüssigen Menge Iod
durch Rück-Titration mit Thiosulfatlösung:
Rechenbeispiel
! 1 .2880 mmol I2
10.20 ml 0.05 molare S2O32--Lösung, Titer 1.009
!0.5146 mmol S 2O3 2lt. Reaktionsgleichung entsprechen 2 x S2O32- einem Mol I2. Es
wurden bei der Umsetzung 1.2880 – (0.5146/2) = 1.031 mmol Iod
verbraucht. Ein Teil verbrauchtes Iod entspricht zwei Teilen
Thioglykolsäure, d.h. es wurden 2.062 mmol Thioglykolsäure
umgesetzt. Wenn 25 ml der Thioglykolsäurelösung eingesetzt
wurden, muß mit vier multipliziert werden um auf den Gehalt in 100
ml Lösung zu kommen (in mmol).
Bestimmung von Wasserstoffperoxid
durch iodometrische Titration
Durch Umsetzung von Wasserstoffperoxid mit Iodid-Lösung
und Säure entsteht in einer REDOX-Reaktion elementares Iod,
das durch Titration mit Thiosulfat-Lösung bestimmt werden
kann:
Wird ein Stück Zink in eine
KupfersalzLösung getaucht, so scheidet sich auf
dem Zinkblech metallisches Kupfer ab,
während Zink-Ionen in Lösung gehen:
Elementares Zink wird ! oxidiert
Kupfer-Ionen werden
! reduziert
Beide Reaktionen können räumlich
voneinander getrennt geführt werden.
Da die EMK zwischen
unterschiedlichen Halbzellen
gemessen werden kann, sollte jeder Halbzelle, d.h.
jedem Redoxpaar (siehe Gleichungen)
Cu2+
+ 2 e- Cu
jeweils ein Redoxpotential zugeordnet werden
können; dies geschieht gegen den willkürlich
gesetzten Standard der
Normalwasserstoffelektrode = NWE
wobei diese den Potentialwert = ± 0 [V] erhält.
verbunden. Zwischen den beiden
Metallen kann eine Spannung
gemessen werden. Die
Die zwischen den beiden
Halbzellen gemessene Spannung ist
die Elektromotorische Kraft
= EMK der Zelle.
Spannungsreihe der Elemente
Halbzellen, die gegenüber der NWE
Elektronen
abgeben, erhalten ein negatives Potential – E 0,
diejenigen, die Elektronen aufnehmen, ein positives
Vorzeichen für ihren Potentialwert + E 0.
Der Potentialwert ist von der Temperatur und der
K
ist die Reduktionswirkung, je positiver E0 desto
t
ibhäi
J
t
i
E0 dt t
o t
äk
stärker ist die Oxidationswirkung.
Stärkstes Reduktionsmittel ist demnach Lithium
Stärkstes Oxidationsmittel ist elementares Fluor
Eisen(II)-Ionen
NWE (Definition)
Oxidationsmittel:
f II I
( )
Die Konzentrationsabhängigkeit des Redoxpotentials
wird durch die Gleichung von Nernst beschrieben :
F = Faraday-Konstante 96487 C mol -1
E = Einzelpotential [V]
R= allg. Gaskonstante 8.81 JK -1mol-1
E0 = Normalpotential [V]
[Ox] = Konz. der oxidierten Form
z = Anzahl der Elektronen
[Red] = Konz. der reduzierten Form
T = Temperatur [Kelvin]
Durch Einrechnen der Konstanten und
Umrechnung auf den dekadischen Logarithmus
wird dann die folgende Form der Gleichung
Primär wird E durch die Stoffkonstante E 0 bestimmt,
erst an zweiter Stelle durch das jeweilige
Konzentrationsverhältnis [Ox] zu [Red]!
Es wird für jede der beiden
Halbzellen in die Nernstsche
Gleichung eingesetzt und
gerechnet. Die Potentialdifferenz EMK ergibt sich aus
Kathode minus Anode
wobei der positivere Partner
immer die Kathode ist:
Cd 2+ + 2 e- E° = -0.40 V
Ag + + e- E° = 0.81 V
FRAGE: Warum ist die Konzentration der reduzierten Form = 1 ?
ANTWORT: Die reduzierte Form ist hier die Elektrode selbst,
die nicht gelöst ist, deswegen = 1.
EMK: E (Ag) – E (Cd) = 0.751 V- (-0.409 V) = 1.16 V