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Reaktionsarten
Redoxreaktionen
- Elektronenaufnahme und Elektronenabgabe bei
chemischen
Reaktionen sind miteinander gekoppelt
- Es handelt sich um Reaktionen mit
Elektronenübergang
- Die Oxidation
ist
der Teilschritt der Reaktion bei der Elektronen abgegeben werden
- Die Reduktion
ist
der Teilabschnitt der Reaktion bei der Elektronen aufgenommen werden
- Den Gesamtvorgang bezeichnet man als
Redoxreaktion
Oxidation:
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Elektronenabgabe
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Reduktion:
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Elektronenaufnahme |
Oxidationsmittel:
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Elektronenakzeptor = Teilchen
was
Elektronen aufnimt |
Reduktionsmittel:
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Elektronendonator = Teilchen
was
Elektronen abgibt
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korrespondierendes
Redoxpaar:
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Teilchen die über
Elektronenabgabe oder Aufnahme miteinander verknüpft sind
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Bsp.:
Sauerstoff
ist
|
Magnesium
ist
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- Elektronenakzeptor
- Oxidationsmittel
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- Elektronendonator
- Reduktionsmittel
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Bsp.:
Betrachtung
von
Oxidationszahlen
- Oxidationszahlen sind gedachte oder
tatsächlich
vorhandene Ionenladungen von Atomen oder Atomgruppen in einer Verbindung
- Bei Redoxreaktionen ändert sich im
Reaktionsverlauf
die Oxidationszahlen
- Oxidation: Oxidationszahlen werden
größer
- Reduktion: Oxidationzahlen werden kleiner
- Freie Elemente besitzen die Oxidationszahl
+/- 0
- Die Teilschritte einer Redoxreaktion lassen
sich auch
einzeln
formulieren. Bei komplizierten Redoxreaktionen ist es manchmal
zweckmäßig, zunächst die Teilschritte zu formulieren
und daraus dann
die Gesamtreaktion herzuleiten
Bsp.: Reaktion von Zink mit Bromwasserstoff:
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Reduktionsmittel
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Oxidationsmittel
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| Oxidation: |
Zn |
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Zn2+
+ 2e- |
Zn
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Zn2+
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| Reduktion: |
2 H+
+ 2e- |
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H2 |
H2
|
H+
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| Gesamt: |
Zn
+ 2
H + 2e- |
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Zn2+
+ 2e- + H2 |
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Redoxreaktion:
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Zn
+ 2H+
|
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Zn2+
+ H2
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Dissoziation
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- Sind chemische Reaktionen, in dessen
Ergebnis
frei bewegliche Ionen auftreten.
- Dissoziationen sind umkehrbare Reaktinen
- Es ist daher üblich in der
Gleichung
einen Doppelfeil zu setzen
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- Dissoziation unter
Einfluss
von Wassermolekülen
- Bsp.:
- NaCl
Na+ + Cl-
- CaCl2
Ca2+ + 2 Cl-
- Dissoziation mit Wasser tritt auf weil es zur
Reaktion zwischen den polaren Wassermolekülen und den polaren
Ionen der Ionenkristalle kommt
- Gibt es nicht nur bei ionischen Verbindungen,
sondern auch bei polaren Atombindungen
- HCl
H+ + Cl-
- H2O
2 H+ + O2-
- Dissoziation unter Einfluss von
Wärmeenergie (thermische Dissoziation)
- Nur bei Salzen
und Metalloxiden (Ionenverbindungen)
- Unter Einfluss
von Wärme werden die Schwingungen im Ionengitter so groß,
dass das Gitter zerbricht und die Ionen frei beweglich werden
- Bsp: PbCl2;
Al2S3; AgBr; AlCl3
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Reaktionen
von Säuren und Basen
- Säuren:
- Säuren sind Stoffe die in wässriger
Lösung bei der Dissoziation Wasserstoffionen bilden
-
Säuren
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Wasserstoffion
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+
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Säurerestion
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(Proton) |
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(Anion) |
HCl
|
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H+(aq)
|
+
|
Cl-(aq)
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Chlorwasserstoff
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Wasserstoffion |
|
Chloridion |
|
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Salzsäure
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- Weitere Säuren:
-
Salpetersäure
|
HNO3
|
|
H+
+ NO3-
|
Nitration
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Phosphorsäure
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H3PO4
|
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3 H+
+ PO43-
|
Phosphation
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Schwefelsäure
|
H2SO4
|
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2 H+
+ SO42-
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Sulfation
|
Schweflige
Säure
|
H2SO3
|
|
2 H+
+ SO32-
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Sulfition
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Flusssäure
|
HF
|
|
H+
+ F-
|
Fluoridion
|
Kohlensäure
|
H2CO3
|
|
2 H+
+ CO32-
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Carbonation
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Perchlorsäure
|
HClO4
|
|
H+
+ ClO4-
|
Perchloration
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- Reaktion von Säuren mit (unedlen)
Metallen
- Nachweis von Säuren
- Mit Säure-Base-Farbindikator
- Unitest (Universalindikator) färbt
sich von gelb nach rot
- Herstellung sauerstoffhaltiger Säuren
- ... werden durch Auflösen von
Nichtmetalloxiden in Wasser hergestellt:
- Nichtmetalloxid + Wasser Säure
-
SO2
+ H2O H2SO4
-
CO2
+ H2O H2CO3
- Hydroxide und Laugen
- Hydroxide
dissoziieren in wässriger Lösung nach folgendem Schema
-
Hydroxid
|
|
Metallion
|
+
|
Hydroxidion
|
KOH
|
|
K+
|
+
|
OH-
|
Kaliumhydroxid
|
|
Kaliumion
|
|
Hydroxidion
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- Hydroxide: Bestehen (in der Regel)
aus Metallkation und ein- oder mehrerer Hydroxidionen
- Base:
Dissoziiert in Wasser nach
oben angegebenen Schema
- Lauge: Wässrige Lösung
des Hydroxides
- Formeln
der Hydroxide
- LiOH
Lithiumhydroxide
Li+ + OH-
- Ca(OH)2
Calciumhydroxid Ca2+ + 2 OH-
- Al(OH)3
Aluminiumhydroxid Al3+ + 3 OH-
- Herstellung von Hydroxiden
- Auflösen von Metalloxid in Wasser
- Metalloxid + Wasser Hydroxid (Lösung)
-
CaO + H2O
Ca(OH)2
- Auflösen
von unedlen Metallen in H2O
- unedles
Metall + Wasser Hydroxid (Lösung) +
Wasserstoff
-
Ca
+ 2 H2O
Ca(OH)2
+ H2
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pH-Wert
Der pH-Wert ist der
negative dekadische Logarithmus der
Wasserstoffionenkonzentration (1909 - Sörensen)
extrem
sauer
|
<
3,0
|
sehr stark sauer
|
3,0 -3,9
|
stark
sauer
|
4,0 - 4,9
|
mäßig
sauer
|
5,0 - 5,9
|
schwach sauer
|
6,0 - 6,9
|
neutral
|
7,0
|
schwach
alkalisch
|
7,1 - 8,0
|
mäßig
alkalisch
|
8,1 - 9,0
|
stark alkalisch
|
9,1 - 10,0
|
sehr
stark
alkalisch
|
10,1 - 11,0
|
extrem
alkalisch
|
>
11,0
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Neutralisationen
- Sind Reaktionen zwischen Säuren und Basen.
Im Ergebnis jeder Neutralisation entsteht Wasser und ein Salz
Base
|
+
|
Säure
|
|
Salz
|
+
|
Wasser
|
| Ätzkali |
+
|
Salpetersäure |
|
Kaliumnitrat
|
|
|
KOH
|
+
|
HNO3
|
|
KNO3
|
+
|
H2O
|
Natronlauge
|
+
|
Schwefelsäure |
|
Natriumsulfat
|
|
|
2 NaOH
|
+
|
H2SO4
|
|
Na2SO4
|
+
|
H2O |
|
|
|
|
|
|
|
Calciumhydroxid
|
+ |
Phosphorsäure
|
|
Calciumposphat
|
|
|
3 Ca(OH)2
|
+
|
2 H3PO4
|
|
Ca3(PO4)2
|
+
|
H2O |
|
|
|
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