Elektrochemie

1 Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen

1.1 Wiederholung bekannter Begriffe und Definitionen

Versuch 1: Magnesium + Sauerstoff

Magnesium verbrennt mit stark leuchtender Flamme. Ein weißer Feststoff bleibt übrig. 

Formuliere die Reaktionsgleichungen und ein Redoxschema: 

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

Zunächst vereinfacht atomar (Natürlich liegt Sauerstoff molekular vor): 

Vollständiger: 

Reaktionsgleichung: 2 Mg + O₂ → 2 MgO          ΔH < 0

Redoxschema:

 {/sliders}

Einfach ist es, wenn man die Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion) erstellt und dann erst die Redoxreaktion. Versucht mal diese zu formulieren: 

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Oxidation: Mg → Mg²+ + 2 e^- | • 2

Reduktion: O₂ + 4 e^- → 2 O^2- | • 1

-----------------------------------------------------
Redoxreaktion: 2 Mg + O₂ → 2 Mg²⁺ + 2 O^2-

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Begriffe und Definitionen

Oxidation = Elektronenabgabe; Erhöhung der Oxidationszahlen
Reduktion = Elektronenaufnahme; Erniedrigung der Oxidationszahlen

Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor, („Elektronenräuber“); wird bei der Reaktion selbst reduziert. [Eselsbrücke: Putzmittel]
Reduktionsmittel: Elektronendonator („ Elektronenspender“) [ nicht freiwillig ]; wird bei der Reaktion selbst oxidiert.

Redoxreaktionen: Reaktionen mit Elektronenübertragung.
Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.

Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab, die es später wieder aufnehmen kann. Es wird also zu einem Oxidationsmittel.

Reduktionsmittel und Oxidationsmittel bilden ein korrespondierendes Redoxpaar:

Die übliche Kurzschreibweise für ein Redoxpaar:

Reduzierte Form/oxidierte Form
Me/Meⁿ⁺

Bei jeder Redoxreaktion sind zwei korrespondierende Redoxpaare beteiligt (analog: Protolysereaktion)

Achtung:
Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein; die Elektronenbilanz muss stimmen (gemeinsames Vielfaches!).

Redoxreaktionen

1. Bildung von Ionenverbindungen bei Hauptgruppenelementen

1.1 Magnesium + Sauerstoff

Experiment: Magnesiumband wird an der Luft entzündet. Es brennt mit sehr heller Flamme. 

a) Vereinfacht: Alle Elemente als Atome geschrieben.

b) keine Vereinfachung: Sauerstoff wird als Molekül geschrieben:

     Reaktionsgleichung: 2 Mg + O₂ → 2 MgO ΔH < 0

c) Redoxschema:

I. Allgemein:

Hier erst mal das Redoxschema einer freiwillig ablaufenden Reaktion (Bergabreaktion). Mit Hilfe eines Redoxschemas kann man eine Reaktion veranschaulichen. Auf dem diagonalen Pfeil schreibt man die Anzahl der Elektronen, die von einem Stoff (bzw. Teilchen) zu einem anderen Teilchen übergehen. Oben links steht das Teilchen, welches die Elektronen abgibt. Wenn dieses Teilchen diese Elektronen abgibt verändert es sich selbst (Natrium ist zum Beispiel ein sehr reaktives Metall; Natrium-Kation hingegeben ist reaktionsarm und wir nutzen es als Bestandteil des Speisesalzs). Das oxidierte Teilchen wird oben rechts geschrieben. 

Unten rechts steht das Teilchen, welches Elektronen aufnimmt. Auch dieses Teilchen verändert sich dabei. Das Ergebnis steht dann unten links.  

II.  Mg + O₂

d) Teilgleichungen

Gerade bei komplizierten Redoxgleichungen, kann es eine Hilfe sein, dass man die Reaktionsgleichungen in die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion aufsplittet. Das Ergebnis für die Verbrennung von Magnesium sind man in den folgenden Teilgleichungen. Da die Anzahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen gleich sein muss, multipliziert man die Oxidationsreaktion mit zwei. Dadurch geben zwei Magnesium-Atome vier Elektronen ab (siehe Redox) und das Sauerstoffmolekül nimmt vier Elektronen auf.   

Oxidation: Mg             → Mg²⁺ + 2 e^-    | · 2
Reduktion: O₂ + 4 e^-  → 2 O^2-              | · 1

--------------------------------------------------- 

Redox:  2 Mg + O₂ → 2 Mg²⁺ + 2 O^2-

1.2 Natrium reagiert mit Chlor

 Wichtiger Tipp: Durch Elektronenabgabe oder Aufnahme können Ionen entstehen, die Edelgaskonfigurationin der Elektronenhülle aufweisen.

1. Formuliert die Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion).
2. Formuliert die Gesamtreaktion.
3. Zeichnet ein vollständiges Redoxschema für diese Reaktion.

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Oxidation: Na → Na¹⁺ + 1 e⁻                  | · 2
Reduktion: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl¹⁻               | · 1
-------------------------------------------
Redox: 2 Na + Cl₂ → 2 Na¹⁺ + 2 Cl¹⁻

Reaktionsgleichung:      2 Na + Cl₂ → 2 NaCl ΔH < 0

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1.3 Neue Definitionen

Oxidation= Elektronenabgabe
Reduktion= Elektronenaufnahme

Redoxreaktionen: Reaktionen mit Elektronenübertragung.
Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.

Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor („Elektronenräuber“)
Reduktionsmittel: Elektronendonator („ Elektronenspender“) [ nicht freiwillig ]

Merke: Ein Oxidationsmittel oxidiert ein anderes Teilchen und wird dabei selber reduziert.

Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab, die es später wieder aufnehmen kann. Es wird also zu einem Oxidationsmittel.

Redoxpaar: z.B.

Jede Redoxreaktion man formal in zwei Teilreaktionen zerlegen:
(1) Oxidation (Elektronenabgabe)
(2) Reduktion (Elektronenaufnahme).

 Beispiel: Lithium reagiert mit Chlor

(1) Oxidation:           Li → Li⁺ + 1 e⁻                                    | · 2
(2) Reduktion:          Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻                               | · 1
______________________________________________________
Teilchengleichung:   2 Li + Cl₂ → 2 Li⁺ + 2 Cl⁻
Reaktionsgleichung: 2 Li(s) + Cl₂ (g) → 2 LiCl(s)        ΔH < 0

Achtung:
Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein; die Elektronenbilanz muss stimmen (gemeinsames Vielfaches!).

Aus diesem Grund muss man das Teilschema (1) mit dem Faktor 2 multiplizieren

Die Formel für das Salz LiCl besagt, dass im festen LiCl, die Lithium-Ionen und die Chlorid-Ionen im Stoffmengenverhältnis
n(Li⁺) : n(Cl-) = 1 : 1 vorhanden sind.

Aufgaben:

Formuliere für folgende Reaktionen

• die Teilreaktionen.
• Stelle abschließend jeweils die Teilchengleichung und die
• Reaktionsgleichung auf.
• Achte darauf, welche Elemente molekular vorkommen und formuliere die Molekülformel auch in den Teilreaktionen.

a) Magnesium + Chlor
b) Aluminium + Sauerstoff

a) Magnesium + Chlor

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(1) Oxidation: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻                   | · 1
(2) Reduktion: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻                  | · 1
-----------------------------------------------------------------------------------------
Teilchengleichung: Mg + Cl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl⁻

Reaktionsgleichung: Mg + Cl₂ → MgCl₂

Die Formel für das Salz MgCl₂ besagt, dass im festen Magnesiumchlorid, die Magnesium-Ionen und die Chlorid-Ionen im Stoffmengenverhältnis n(Mg²⁺) : n(Cl-) = 1 : 2 vorhanden sind.

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b) Aluminium + Sauerstoff

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(1) Oxidation: Al → Al³⁺ + 3 e⁻     | · 4
(2) Reduktion: O₂ + 4 e⁻ → 2O²⁻   | · 3
---------------------------------------------------------------------------------
Teilchengleichung: 4 Al + 3 O₂ → 4 Al³⁺ + 6 O²⁻

Reaktionsgleichung: 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

Das Ionengitter des Aluminiumoxids ist elektrisch neutral, wenn auf zwei Aluminium-Ionen (Al³⁺) drei Oxid-Ionen (O²⁻) entfallen. Das Anzahlverhältnis muss 2 : 3 lauten: (Al³⁺)₂(O²⁻)₃ oder Al₂O₃ (Verhältnisformel).

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Verhältnisformeln der Salze geben das Zahlenverhältnis der Ionen im Ionengitter an!

1.4 Aluminium + Brom

Aufbau:

1. Formuliert die Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion).
2. Formuliert die Gesamtreaktion.
3. Zeichnet ein vollständiges Redoxschema für diese Reaktion.

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Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein; die Teilchengleichung (2) muss deshalb mit dem Faktor 3 multipliziert werden.

Für die Teilchengleichung benötigt man ganze Zahlen (1,5 Brom-Moleküle gibt es nicht!). Deshalb wird die Gleichung (3) mit dem Faktor 2 multipliziert.

Teilchengleichung: 2 Al + 3 Br₂ → 2 Al³⁺ + 6 Br⁻
Reaktionsgleichung: 2 Al + 3 Br₂ → 2 AlBr₃                 ΔH < 0

Redoxschema:

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Übungen:
Formuliere für folgende Reaktionen die Teilreaktionen. Stelle abschließend jeweils die Teilchengleichung und die Reaktionsgleichung auf. Achte darauf, welche Elemente molekular vorkommen und formuliere die Molekülformel auch in den Teilreaktionen.

1. Magnesium + Chlor
2. Aluminium + Sauerstoff

Lösungen: Um die Lösung zu sehen, muss der Bereich darunter "markiert" werden (z.B. durch Links-Klick und ziehen über den unteren Bereich mit der Maus). 

a. Magnesium + Chlor

(1) Oxidation: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ | · 1
(2) Reduktion: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻ | · 1
-----------------------------------------------------------------------------------------
Teilchengleichung: Mg + Cl₂ → Mg²⁺ + 2 Cl⁻

Reaktionsgleichung: Mg + Cl₂ → MgCl₂

Die Formel für das Salz MgCl₂ besagt, dass im festen Magnesiumchlorid, die Magnesium-Ionen und die Chlorid-Ionen im Stoffmengenverhältnis n(Mg²⁺) : n(Cl-) = 1 : 2 vorhanden sind.

b. Aluminium + Sauerstoff

(1) Oxidation: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ | · 4
(2) Reduktion: O₂ + 4 e⁻ → 4 O²⁻ | · 3
---------------------------------------------------------------------------------
Teilchengleichung: 4 Al + 3 O₂ → 4 Al³⁺ + 6 O²⁻

Reaktionsgleichung: 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

Das Ionengitter des Aluminiumoxids ist elektrisch neutral, wenn auf zwei Aluminium-Ionen (Al³⁺) drei Oxid-Ionen (O²⁻) entfallen. Das Anzahlverhältnis muss 2 : 3 lauten: (Al³⁺)₂(O²⁻)₃ oder Al₂O₃ (Verhältnisformel).

Wichtig: Verhältnisformeln der Salze geben das Zahlenverhältnis der Ionen im Ionengitter an.

2 Bildung von Ionenverbindungen mit Nebengruppenelementen

Je nach Reaktionspartnern reagieren die folgenden Mischungen unterschiedlich heftig. Mit Hilfe weiterer solcher Reaktionen kann man eine Reihe aufstellen (Redoxschema), welche Mischungen heftiger, welche weniger heftig oder gar nicht reagieren. 

2.1 Kupferoxid + Eisen

Im Folgenden ist das Experiment dargestellt: 

Teilreaktionen:

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

Redoxschema:

Reaktionsgleichung:

2.2 Kupferoxid + Magnesium

Zum Schluss Kupferoxid ist ein Salz (Ionenverbindung) und besteht aus Cu²⁺-Ionen und O²⁻-Ionen (Oxid-Ionen)

Formuliert die Oxidation, Reduktion, Redoxreaktion, Redoxschema und Reaktionsgleichungen. 

Reduktions- und Oxidationsfähigkeit im Vergleich:

Mit Hilfe der Redoxschemata könnte man angeben, wie heftig eine Reaktion verläuft. Je größer der Abstand ist, desto stärker die Reaktion: 

Eine noch praktischere Anwendung ist, sämtliche Redoxpaare in ein Diagramm zu schreiben: 

Mit Hilfe dieses Diagramms kann man z.B. Voraussagen machen, ob eine Reaktion (freiwillig) abläuft oder nicht. 

Haben wir z.B. ein Gemisch aus Eisenpulver (Fe) und Kupfer-Ionen (Cu²⁺), dann verbindet man diese beiden Teilchen im Diagramm. Da nur die linken Teilchen (Reduktionsmittel) Elektronen abgeben können, ergibt sich daraus eine "Bergab-Reaktion"; die Reaktion verläuft also freiwillig (wenn man Aktivierungsenergie zuführt). 

Hätte man hingegen ein Gemisch aus Kupfer (Cu) und Eisen-Ionen (Fe²⁺), dann müssten die Kupferteilchen die Elektronen abgeben (steht ja links). Verbindet man nun diese beiden Teilchen ergibt sich eine Diagonale von links unten nach rechts oben. Hier liegt also eine "Bergauf-Reaktion" vor; der Vorgang findet nicht freiwillig statt. 

Solche Diagramme sind wirklich sehr praktisch und man bekommt sie sogar zum Chemieabitur, was den Vorteil hat, dass man -sofern man die Redox-Schemata verstanden hat- relativ schnell die Lösungen einfach abschreiben kann. Diese Diagramme werden ausführlich (zusammen mit dem Elektrodenpotential) in der Oberstufe (Thema Elektrochemie) besprochen. Hier schon einmal der Link (auch zu einer solchen ausführlichen Tabelle: 2.5 Elektrochemische Spannungsreihe der Metalle und 2.5.2 Anwendung der Spannungsreihe

6 Carbonylverbindungen – Alkanale (Aldehyde) und Alkanone (Ketone)

6.1 Alkanale (Aldehyde)

6.1.1 Herstellung

Die grundsätzliche Reaktion für die Herstellung ist die Oxidation eines Alkohols. Wichtig dafür ist, dass man die Erlenmeyer-Regel verstanden hat. 

Experiment (Hinweis: Anders als bei den Übungen angegeben, darf man den Versuch nicht mit allen Alkanole durchführen, weil extrem giftige Stoffe entstehen können!). 

Um einen Alkohol oxidieren zu können, braucht man ein "Oxidationsmittel", also ein Stoff, der andere Stoffe oxidiert. In unserem Schullabor ist das Kupfer(II)-oxid. Dieses Kupfer(II)-oxid stellen wir ganz einfach her, indem wir Kupferblech in einer Teclu-Flamme oxidieren (linke Seite der Abbildung). Dadurch färbt sich das Kupferblechdurch das Kupfer(II)-oxid schwarz. 

Übung: Formuliere für diesen Vorgang die Reaktionsgleichung (Struktur- und Summenformel), bestimme die Oxidationszahlen und beurteile welche Atome oxidiert und welche reduziert wurden. 

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Im nächsten Schritt taucht man noch das heiße, schwarze Kupferblech mit dem Kupfer(II)-oxidschicht in den Alkohol. sofort wird das schwarze Kupfer(II)-oxidblech an den Stellen die in den Alkohol eintauchen blank und kupferfarben. Das Kupfer(II)-Oxid wurd also wieder zu Kupfer reduziert.   

Wenn Kupfer reduziert wurde, muss der Alkohol oxidiert werden. In der folgenden Reaktionsgleichung ist das einmal für das Beispiel Methanol dargestellt: 

Beispiel Herstellung von Methanal:

I.) Methanol → Methanal

Bei der Reaktion wird Methanol so oxidiert, dass als man sich vorstellen kann, wie zwei Hydroxy-Gruppen an einem C-Atom gebunden werden (Abbildung in der "Wolke"). Dafür wurde zwischen C und H ein Sauerstoff gebunden. Laut Erlenmeyer-Regel geht das aber nicht. Im nächsten Schritt muss also Wasser abgespalten werden und es bildet sich eine Carbonyl-Gruppe, nämlich das Methanal. 

Versucht bitte einmal diese Schritte nachzuvollziehen, ich habe sie farbig auch hervorgehoben. 

Nun seid ihr dran: Formuliert für die Bildung von Ethanal (aus Ethanol) und Propanal (aus Propanol) auch die Reaktionsgleichungen wie oben. 

II) Ethanol → Ethanal

Formuliert für die Bildung von Ethanal aus Ethanol die Reaktionsgleichung mit freien und bindenden Elektronenpaaren. 

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III) Propanol → Propanal

Formuliert für die Bildung von Propanal aus Propanol die Reaktionsgleichung mit freien und bindenden Elektronenpaaren. 

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Wichtig: Alle primären Alkohole lassen sich durch Oxidation (bzw. Dehydrierung) in Aldehyde (Alkanale) überführen.