Musterlösung

Seminar 6
Redoxreaktionen, Grundlagen der Koordinationschemie
Schlüsselbegriffe: Oxidation, Reduktion, Normalpotential, Spannungsreihe, NernstGleichung, Komplexbildung, Chelateffekt, Metallkomplexe in der Natur
1. Vervollständigen Sie die folgenden Gleichungen für Redoxreaktionen und geben Sie
das Oxidationsmittel an:
Die Gleichungen für Oxidation und Reduktion werden getrennt formuliert. Beim
Aufschreiben der Bruttogleichung muss die Zahl der abgegebenen und
aufgenommenen Elektronen gleich sein (durch Stöchiometriefaktoren ausgleichen)
a) Cr2O72 + H2S
→ Cr3+ + S
(in saurer Lösung)
2+
3+
Red:
Cr2O7 + 6 e + 14 H  2 Cr + 7 H2O
Ox:
H2S
 S + 2 H+ + 2 eBruttogleichung: Cr2O72 + 3 H2S + 8 H+  2 Cr3+ + 3 S + 7 H2O
b) MnO4Red:
→ Mn2+ + S
(in saurer Lösung)
+
2+
+ 8 H +5 e  Mn + 4 H2O
+ H2S
MnO4-
Ox:
H2S
 S + 2 H+ + 2 eBruttogleichung 1: 2 MnO4- + 5 H2S + 16 H+  2 Mn2+ + 5 S + 8 H2O + 10 H+
Bruttogleichung 2: 2 MnO4- + 5 H2S + 6 H+  2 Mn2+ + 5 S + 8 H2O
Redox-Gleichungen nach Elektronen ausgleichen und berücksichtigen, dass bei der
Oxidation Protonen gebildet werden. Diese werden auf der Edukt-Seite abgezogen.
c) Zn + NO3
→ Zn2+
+ NH4+
(in saurer Lösung)
 NH4+ + 3 H2O
 Zn2+ + 2 e-
Red:
Ox:
NO3- + 10 H+
Zn
+ 8 e-
Bruttogleichung:
NO3- + 4 Zn
+ 10 H+  NH4+ + 4 Zn2+ + H2O
d) S
Red:
S
+2e
Ox:
S
+ OH-
-
3 H+ + 3 OHBruttogleichung: 3 S + 6 OH-
→ SO32 + S2
 S2-
(in basischer Lösung)
 SO3- + 4 e- + 3 H+
 3 H2O
 2 S2- + SO32- + 3 H2O
Elementarer Schwefel disproportioniert in alkalischer Lösung, d.h. er zerfällt in
Verbindungen mit niedrigerer (Sulfid) und höherer Oxidationsstufe (Sulfit). Bei der
Oxidation werden Protonen gebildet, die mit Hydroxidionen Wasser bilden.
2. Warum ist in iodiertem Speisesalz kein NaI enthalten? Stattdessen wird NaIO3
verwendet. (E0(I2/I─) = +0,54 V; E0(O2/H2O) = +0,82 V).
Es gilt das Redox-Gleichgewicht I2 + 2 e-  2 I- mit E0= + 0,54 V, welches kleiner als
E0 (O2/H2O)= + 0,82 V ist. Iodid wird daher durch Luftsauerstoff zu Iod oxidiert und
das Speisesalz würde sich dadurch braun verfärben. Wenn das Redox-Potenzial von
Periodat IO3- nicht verfügbar ist, kann es wie folgt berechnet werden:
IO3-  IO- E0= + 0,45 V
IO-  I2
E0= + 0,54 V
Summe
E0= + 0,99 V, ist größer als E 0 (O2/H2O)= + 0,82 V, so dass hier keine
Reaktion eintritt. Iodat ist ein starkes Oxidationsmittel (stärker als Sauerstoff).
3. Berechnen Sie das Redoxpotential für das Paar MnO 4-/Mn2+ bei pH = 4, wenn beide
Reaktionspartner in der Konzentration c = 1 mol/L vorliegen (E 0 = +1,51 V in saurer
Lösung).
Reaktionsgleichung
E  E0 
siehe
Aufgabe
1.
Es
gilt
die
Nernst-Gleichung
Ox Gaskonstante R und Faraday-Konstante F sind dem
R T
 ln
Re d
zF
Tafelwerk zu entnehmen. Bei Normalbedingungen vereinfacht sich die Gleichung zu
E  E0 
Ox . z ist die Zahl der ausgetauschten Elektronen. Nach dem
0,059
 log
Re d
z
Einsetzen der gegebenen Größen folgt E  1,15V 

 
 
8
0,059
MnO4  H 
 log
. Da
5
Mn2 
Mangan(II)- und Permanganat in gleicher Konzentration vorliegen verbleibt
E  1,15V 
 
8
0,059
 log H  . Es ergibt sich E= 1,15 V + 0,0118*8*log [0,0001] bzw.
5
E= 1,15 V + 0,0118*8* pH= 1,13 V. (pH= -lg[H+]).
4. Was würden Sie erwarten, wenn ein Patient in seinem Mund direkt neben einer
Amalgamfüllung eine Goldkrone trägt?
Redox-Potenziale vergleichen:
Hg2+ + 2 e-  Hg
(Na+ +
e-  Na
E0= + 0,85 V
E0= - 2,71 V)
Ag+ +
e-  Ag
E0= + 0,79 V
Au+ +
e-  Au
E0= + 1,52 V
Die Redox-Potenziale von Gold und Silber sind unterschiedlich. In der Folge kann
sich ein galvanisches Element bilden.
5. Prüfen Sie, ob folgende Ausgangsstoffe miteinander reagieren und formulieren Sie
ggf. die Reaktionsgleichungen: Na und H 2O, Fe und CuSO4-Lösung, Ag und I2.
Nutzen Sie die elektrochemische Spannungsreihe aus Ihrem Lehrbuch!
Na+ +
e-  Na
E0= - 2,71 V
2 H+ +
2 e-  H2
E0= 0 V
Das Redoxpotenzial des Natriums ist kleiner. Natrium reduziert Protonen zu
Wasserstoff und wird dabei zum Na+ oxidiert.
Fe2+ +
2 e-  Fe
E0= - 0,44 V
Cu2+ +
2 e-  Cu
E0= + 0,34 V
Eisen reduziert Kupferionen zum elementaren Kupfer und wird dabei zum Eisen(II)
oxidiert.
Ag+ +
e-  Ag
E0= + 0,79 V
I2
2 e-  2 I-
E0= + 0,54 V
+
Keine Reaktion. Silber ist nicht in der Lage, Iod zum Iodid zu reduzieren.
6. a) Worin besteht der Unterschied zwischen einem einzähnigen und einem
zweizähnigen Liganden?
einzähnige Liganden haben eine Bindungsstelle und zweizähnige Lianden
dementsprechend zwei Bindungsstellen zum Zentralteilchen.
b) Wie viele zweizähnige Liganden werden
O
SH
benötigt, um die Koordinationssphäre eines
OH
Komplexes mit der Koordinationszahl 6 zu füllen?
HO
Die Koordinationszahl gibt die Zahl der
HS
O
Bindungsstellen des Zentralteilchens an. In
diesem Fall werden 3 zweizähnige Liganden benötigt.
c) Dimercaptobernsteinsäure (DMSA) wird zur Entgiftung bei akuten
Schwermetallvergiftungen eingesetzt. Welche Positionen im Molekül können
potentiell koordinative Bindungen zu Metallionen ausbilden? Bindungsstellen sind die
Thiole und die Carboxylgruppen (vorzugsweise als Salz)
Mögliche Klausuraufgaben:
1. Bei welcher der folgenden Reaktionen handelt es sich um eine RedoxReaktion?
[ ] A) CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g).
[ ] B) Fe3+(aq) + Mg[EDTA]2-(aq)  Mg2+(aq) + Fe[EDTA]-(aq).
[X] C) S2O42- + H2O2 + 2 OH-  2 SO32- + 2 H2O.
[ ] D) NH3 + HCl  NH4Cl.
[ ] E) H2C=O + H2O  H2C(OH)2.
Nur bei C) ändern sich die Oxidationszahlen.
2. Berechnen Sie das Potential einer Wasserstoffelektrode bei 25°C und einem
Wasserstoffdruck von 1 atm. Die Elektrode taucht in eine Lösung mit pH 2 ein.
Nernstgleichung: E  E 0  0,06V  log Ox 
n
Re d
[ ] A) 0,00 V.
[X] B) - 0,12 V.
[ ] C) + 0,12 V.
[ ] D) - 0,24 V.
[ ] E) + 0,24 V.
Siehe Lösung der Aufgabe 3. n= 1, Definition des pH-Wertes als pH= -lg[H+] bzw. der
dekadische Logarithmus von 0,01 ist -2. Daher sind 0,06 V mit – 2 zu multiplizieren
(= -0,12 V)