Elektrochemie

2. Versuch: Kupfer(II)-oxid + Eisen

Kupferoxid ist ein Salz (Ionenverbindung) und besteht aus Cu²⁺-Ionen und O²⁻-Ionen (Oxid-Ionen). Es reagiert bei dieser Reaktion exotherm. Als Produkte erhält man einen rotbräunlichen und einen grauen, porösen Feststoff. 

Formuliere dafür die Teilreaktionen und die Redoxreaktion, sowie die Teilchengleichung und ein Redoxschema. Zum Abschluss die Reaktionsgleichung als Stoffgleichung (Summen/Verhältnisformel). 

{slider title="Lösung: Eisen und Kupfer(II)-Oxid" open="false" class="icon"}

Teilreaktionen:

Teilchengleichung: Fe + Cu²⁺ O²⁻ → Fe²⁺ O²⁻ + Cu

Redoxschema:

Reaktionsgleichung:
Fe     +                  CuO               →       FeO       +         Cu             ΔH < 0
Eisen                 Kupfer(II)-oxid               Eisen(II)-oxid    Kupfer
Metall, grau         Salz, schwarz                Salz,                 Metall,rot-braun

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3. Versuch: Kupferoxid + Zink

Dieser Versuch ist ähnlich zu dem Kupferoxid und Eisen; nur reagiert dieser viel heftiger. Auch hier entsteht ein rötlicher Feststoff. Formuliere hierfür die Teilchgleichung die die Reaktionsgleichung in Verhältnisformeln. 

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Teilchengleichung:                                            Zn     +      Cu²⁺ O²⁻    →     Zn²⁺ O²⁻     +      Cu      ΔH < 0
Reaktionsgleichung mit Verhältnisformeln:  Zn     +       CuO         →         ZnO        + Cu           ΔH < 0

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4. Versuch: Kupferoxid + Mg

Beim letzten Versuch dieser Reihe lässt man in einer Magnesia-Rinne Kupfer(II)-Oxid und Magnesium reagieren. Diese Reaktion ist noch heftiger (deshalb auch nur die Magnesia-Rinne und nicht in einem Reagenzglas). 

Formuliere hierfür: 

• Teilgleichungen
• Redox-Reaktionsgleichung aus den Teilgleichung
• Teilchengleichung
• Redoxschema
• Stoffgleichung

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Teilgleichungen:

Teilchengleichung:

Mg + Cu²⁺ O²⁻ → Mg²⁺ O²⁻ + Cu

Redoxschema:

Reaktionsgleichung mit Verhältnisformel:

Mg            +          CuO         →             MgO           +          Cu              ΔH < 0
Magnesium        Kupfer(II)-oxid          Magnesium(II)-oxid       Kupfer
Metall, grau       Salz, schwarz                  Salz, weiß              Metall, rot-braun

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Reduktions- und Oxidationsfähigkeit im Vergleich:

Die Reaktionen verliefen jetzt unterschiedlich heftig. Überlegt Euch, wie man diese "Heftigkeit" innerhalb eines oder mehreren Redoxschemata darstellen kann. 

Mögliche Lösung beinhaltet jetzt nicht Magnesium (sorry), dafür Silber. 

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Zum Üben hier ohne Silber, dafür mit : 

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Details

Geschrieben von: Wolfram Hölzel

Zuletzt aktualisiert: 15. Dezember 2020

1.2 Erstellung einer Redoxreihe

Allgemein: Metallatome können als Reduktionsmittel, Metallkationen als Oxidationsmittel reagieren. Durch Kombination eines beliebigen Metalls mit den Kationen eines anderen Metalls (bzw. dessen Salz) kann daher die relative Stärke eines Oxidations- bzw. Reduktionsmittels bestimmt werden.

Problem: Welches Metall (Zink, Kupfer, Silber, Eisen) sind stärkere Reduktionsmittel.

Experiment: vgl. AB Redoxreaktionen – Elektronenübergangreaktionen

Beobachtung:

Auswertung:
Welche Teilchen liegen vor der Reaktion vor?
Cu + Zn²⁺ ⇨ keine Reaktion
Fe + Zn²⁺ ⇨ keine Reaktion
Cu + Fe²⁺ ⇨ keine Reaktion
Zn + Fe²⁺ ⇨ Eisenniederschlag
Zn + Cu²⁺ ⇨ rotbrauner Niederschlag
Fe + Cu²⁺ ⇨ rotbrauner Niederschlag

Ag + Zn²⁺ ⇨ keine Reaktion
Ag + Cu²⁺ ⇨ keine Reaktion
Ag + Fe²⁺ ⇨ keine Reaktion
Ag¹⁺ + Zn ⇨ Silberüberzug
Ag¹⁺ + Cu ⇨ Silberüberzug
Ag¹⁺ + Fe ⇨ Silberüberzug

Wie liegen die Teilchen in wässriger Lösung vor?

Als Ionen mit einer Hydrathülle; Schreibweise z.B. Zn²⁺ (aq)

Wie lassen sich die Beobachtungen erklären? Formuliert für stattfindende Reaktionen die

• Teilreaktionen,
• Teilchenreaktion,
• Reaktionsgleichung und
• unter Umständen dazugehörige Redoxschemata.

Reagenzglas 4: Zn-Elektrode in Eisen(II)-chloridlösung

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Oxidation:                         Zn                            →    Zn²⁺ (aq) + 2 e⁻
Reduktion:                        Fe²⁺ (aq) + 2 e⁻         →    Fe

                               ----------------------------------------------------------------------------
Eigentliche Reaktion:           Zn + Fe²⁺(aq)            →   Zn²⁺(aq) + Fe

Teilchengleichung:       Zn + Fe²⁺(aq) + 2 Cl⁻ (aq) → Zn²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq) + Fe
Reaktionsgleichung:      Zn + FeCl₂                      → ZnCl₂ + Fe

Redoxschema:

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Reagenzglas 5: Eisennagel in Kupfer(II)-sulfatlösung

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Oxidation:                          Fe                          →      Fe²⁺(aq) + 2 e⁻
Reduktion:                         Cu²⁺(aq) + 2 e⁻       →       Cu

                                   -----------------------------------------------------------------------
Eigentliche Reaktion:            Fe + Cu²⁺(aq)          →      Fe²⁺(aq) + Cu

Teilchengleichung:          Fe + Cu²(aq) + SO₄²⁻(aq) →   Fe²⁺(aq) + SO₄²⁻ (aq) + Cu
Reaktionsgleichung:         Fe + CuSO₄                    →   FeSO₄ + Cu

 {/sliders}

Reagenzglas 6: Zinkelektrode in Kupfer(II)-sulfatlösung

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Oxidation:                           Zn                         →     Zn²⁺(aq) + 2 e⁻
Reduktion:                          Cu²⁺(aq) + 2 e⁻       →     Cu

                                     --------------------------------------------------------------------
Eigentliche Reaktion:             Zn + Cu²⁺(aq)        →     Zn²⁺(aq) + Cu
Teilchengleichung:     Zn + Cu²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) →    Zn²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) + Cu
Reaktionsgleichung:              Zn + CuSO₄            →   ZnSO₄ + Cu

 {/sliders}

Reagenzglas 10,11,12: Zink/Eisen/Kupferelektrode in Silber(I)-nitratlösung

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RG 10:      Oxidation: Zn → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻
RG 11:      Oxidation: Fe → Fe²⁺ (aq) + 2e⁻
RG 12:      Oxidation: Cu → Cu²⁺ (aq) + 2 e⁻

RG 10-12  Reduktion: 2 Ag¹⁺(aq) + 2 e⁻ → 2 Ag

 {/sliders}

Die Erklärung, warum und wie manche Reaktionen ablaufen findet man auch wieder in den Redox-Schemata; Überlegt euch, wie diese für die Reaktionen aussehen. 

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Redoxreihe: Das Zinkatom gibt am leichtesten Elektronen ab, das Silber am schwersten. Ordnet man Atome entsprechend ihrem Reduktionsvermögen, erhält man eine Reihe, in der oben (links) unedle und unten (rechts) Edelmetalle stehen.
Das Oxidationsvermögen nimmt von oben nach unten zu.

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Zusammenfassung: Redoxreaktionen laufen bevorzugt (freiwillig) so ab, dass das stärkere Reduktionsmittel mit dem stärkeren Oxidationsmittel zum schwächeren Reduktionsmitten und zum schwächeren Oxidationsmittel reagiert.

Details

Geschrieben von: Wolfram Hölzel

Zuletzt aktualisiert: 15. Dezember 2020

Wiederholung: Oxidationszahl und Redoxreaktionen mit Molekülen

Oxidationszahl
Def.: Die Oxidationszahl gibt an, welche Ladung ein Atom in einem Molekül oder in einem anderen Teilchen hätte, wenn alle am Aufbau des Teilchens beteiligten Atome in Form von Ionen vorlägen.

Die sich für die Atome in der Verbindung ergebenden formalen Ladungszahlen nennt man Oxidationszahlen. Zur Unterscheidung von Ionenladungen werden sie als römische Zahlen an die Elementsymbole geschrieben.

Ermittlung der Oxidationszahl

1. Schritt: Strukturformel erstellen.
2. Schritt: Ermittlung der Elektronegativität aller Elemente.
3. Schritt: Bindungselektronen werden formal dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt. Besitzen die Bindungspartner die gleiche Elektronegativität erhalten sie je die Hälfte der Bindungselektronen.
4. Schritt: Vergleicht man die Elektronenzahl eines Atoms, die man aus Schritt 3 erhält mit der Elektronenzahl im elementaren Zustand (= Hauptgruppennummer im PSE), so erhält man die Oxidationszahl.

Bsp.: Wasser

Oxidationszahl = Hauptgruppennummer – Elektronenzahl unter Berücksichtigung der EN
Oxidationszahl(O) = 6 - 8 = - 2 = - II
Oxidationszahl(H) = 1 - 0 = +1 = +I

       5. Schritt: Kontrolle: Summe der Oxidationszahlen:
             a) bei Molekülen = 0
             b) bei Ionen = Ionenladungszahl

Hinweis: Die Oxidationszahl für C bei CO2 müsste natürlich +IV sein. 

Faustregel:
Achtung, es gibt Faustregeln, die aber immer wieder zu Fehlern (häufig auch Leichtsinnsfehlern) verleiten. Deshalb rate ich von diesen Faustregeln ebenso ab wie vom Überschlagen im Kopf, sofern man eine Strukturformel erstellen und die Oxidationszahlen darüber bestimmen kann. Bei komplexeren, anorganischen Molekülen helfen dann die folgenden Faustformeln: 

• Fluor immer: –I
• Wasserstoff: +I
• Sauerstoff: -II
• Halogene: -I (sofern nicht mit Sauerstoff oder einem elektronegativeren Halogen verbunden sind)
• Metalle meist positiv

                   Alkalimetalle +I
                   Erdalkalimetalle +II

Übungen: 

Mit Hilfe der Oxidationszahl lassen sich die Begriffe Oxidation und Reduktion neu fassen:

Oxidation: (Elektronenabgabe) bedeutet eine Erhöhung der Oxidationszahl.
Reduktion: (Elektronenaufnahme) bedeutet eine Erniedrigung der Oxidationszahl.

Redoxreaktionen: sind Vorgänge bei denen sich die Oxidationszahlen der beteiligten Atomarten ändern.

a) Vollständige Verbrennung von Kohlenstoff

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Hinweis: Die Oxidationszahl für C bei CO2 müsste natürlich +IV sein. 

Kohlenstoff               Sauerstoff                             Kohlenstoff(IV)-dioxid

Kohlenstoff wird oxidiert, Sauerstoff wird reduziert.

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b) Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff

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Wasserstoff                  Sauerstoff                                       Wasser

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Aufgaben

a) Formuliere die Reaktion von Wasserstoff mit Stickstoff zu Ammoniak (NH₃)

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3 H₂ +                                     N₂                    →                                2 NH₃                  ΔH < 0

 {/sliders}

b) Formuliere die Reaktion von Schwefel mit Sauerstoff zu Schwefeldioxid (SO₂) ⇨ ohne Lewis- bzw. Strukturformeln; dafür mit Faustformeln (vgl. oben):

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Geschrieben von: Wolfram Hölzel

Zuletzt aktualisiert: 15. Dezember 2020

1.3 Stellung des Redoxpaares ( ½ H₂/H⁺ + 1 e⁻) in der Redoxreihe

Siehe Arbeitsblatt zu den Experimenten: 

1) zu 10 ml 1 M Salzsäure (H₃O⁺(aq) und Cl⁻ (aq)) wird ein Zinkblech gegeben;

   Beobachtung:  Es entsteht ein Gas, das Zinkblech "verschwindet" nach einiger Zeit.

Erkläre diese Beobachtung (am besten mit Reaktionsgleichungen)

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Gas = Wasserstoff (H₂);

"Verschwinden" = Zink gibt zwei Elektronen ab, wird zu einem Ion und löst sich dann auf (Hydrathülle).

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2) zu 10 ml 1 M Salzsäure (H₃O⁺(aq) und Cl⁻ (aq)) wird ein Fe-Nagel gegeben;

     Es entsteht ein Gase, der Eisennagel verschwindet nach einiger Zeit."

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Gas = Wasserstoff (H₂);

"Verschwinden" = Eisen gibt zwei Elektronen ab, wird zu einem Ion und löst sich dann auf (Hydrathülle).

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3) zu 10 ml 1 M Salzsäure (H₃O⁺(aq) und Cl⁻ (aq)) wird ein Kupferblech gegeben

      Keine Veränderung; Setze das Wasserstoff-Redoxpaar in die richtige Stelle der Redoxreihe. 

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Ergebnis (Redoxreihe): Da die verdünnte Salzsäure nicht mit Kupfer reagiert, steht das Redoxpaar (1/2 H₂ / H⁺+ 1 e⁻) zwischen Eisen und Kupfer.

Merke: Die Metalle, die mit Oxonium-Ionen (Hydronium-Ionen) in einer Redoxreaktion reagieren sind „unedel“.
„Edle“ Metalle (u.a. Kupfer, Silber, Gold) stehen in der Redoxreihe unterhalb diesem Redoxpaar ( ½ H₂/H⁺ + 1 e⁻) und reagieren nicht mit den Oxonium-Ionen unter Wasserstoffbildung.

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Geschrieben von: Wolfram Hölzel

Zuletzt aktualisiert: 15. Dezember 2020

• Redoxreaktionen