Formulieren von Redoxgleichungen

Bei zahlreichen Redoxreaktionen sind die ablaufenden Elektroneniibergange in kompli – zierter Weise miteinander verknupft, so dass es dem Anfanger haufig schwer fallt, eine sto – chiometrisch exakte Gleichung fur die zu betrachtende Reaktion zu formulieren. Ein schrittweises Vorgehen gestattet es, die einzelnen Redoxvorgange adaquat zu erfassen. Dabei soli im Weiteren grundsatzlich die Ionenschreibweise verwendet werden. Ionenglei – chungen geben die Verhaltnisse in Losung korrekter wieder und sind wesentlich einfacher und ubersichtlicher zu handhaben.

Vorgehensweise:

(A) Zunachst sollte man sich Klarheit iiber die aus den Ausgangsstoffen entstehenden Reaktionsprodukte verschaffen und Ausgangsstoffe und Produkte aufschreiben (Io – nenform!).

(B) Formulieren der Teilgleichungen fur die beteiligten Redoxpaare und Bestimmung der Oxidationszahlen. Die Teilgleichungen haben im Prinzip formalen Charakter. Das bedeutet, sie laufen in dieser Weise nicht isoliert ab, helfen uns aber, die Bilanz zwi – schen Elektronenabgabe und -aufnahme besser zu verstehen und zu erfassen (Suche nach dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen).

(C) Die Gesamtgleichung erhalt man durch Addition der Teilgleichungen.

(D) Die Stochiometrie der Gesamtgleichung ist bestimmt durch

• die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen (muss gleich sein!),

• die Anzahl der Einzelatome,

• die Summe der Ionenladungen auf beiden Seiten (muss ebenfalls gleich sein!).

Dieser einfache Formalismus zur Erstellung von Redoxgleichungen soil an zwei Beispielen erlautert werden.

Beispiel 1: Auflosung von Kupfer in halbkonzentrierter Salpetersaure

(A) Ausgangsstoffe: Cu, N03", H30+; Reaktionsprodukte: Cu2+, NO und H20.

(B) Formulieren der Teilgleichungen und Bestimmung der Oxidationszahlen:

Teilgleichung I:

±0 +П

Cu ———— ► Cu2+ + 2 e" Oxidation (Gl. Ia)

Teilgleichung II:

Aus der Differenz der Oxidationszahlen der Stickstoffs im Nitrat und im NO ergibt sich fur die 2. Teilgleichung zunachst:

+V +П

N03” + 3e“ ————— ► NO (+ 2 O2") Reduktion (Gl. Па)

Da 02~-Teilchen in freier Form nicht bestandig sind, reagieren sie in wassriger Losung mit den von der Salpetersaure stammenden H30+-Ionen unter Bildung von H20.

N03" + 3e" + 4 H30+ ———————- ► NO + 6H20 (Gl. lib)

(C) Kombination beider Redoxprozesse (Teilgleichungen):

Die Koeffizienten der Teilgleichungen werden so gewahlt, dass die Anzahl der abgegebe – nen und aufgenommenen Elektronen gleich ist (Suche nach dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen). AnschlieJiend werden die Teilgleichungen mit den entsprechenden Faktoren multipliziert und addiert.

Cu

—► Cu2+ + 2e"

(• 3)

+ 4 H30+ —

—» NO + 6H20

(•2)

3 Cu + 2N03 + 8H30+ ► 3 Cu2+ + 2 NO + 12 H20 (7-7a)

Haufig ersetzt man der besseren Ubersichtlichkeit halber die Hydroniumionen (H30+) durch FT-Ionen. Dadurch vereinfachen sich Teilgleichung lib und die Gesamtgleichung wie folgt:

N03” + 3e“ + 4ЕҐ ——————— ► NO + 2 H20

3 Cu + 2NO3" + 8ІҐ ——————– ► 3 Cu2+ + 2 NO +4H20 (7-7b)

Beispiel 2: Umsetzung von Kaliumpermanganat – mit Eisen(II)-sulfatl6sung in saurem Milieu (also unter Zugabe von Saure!)

(A) Ausgangsstoffe: МПО4", Fe2+, H30+; Reaktionsprodukte: Mn2+, Fe3+, H20.

Die fur die Umsetzung interessanten Teilchen sind das Mn04“- und das Fe2+-Ion. Sie ent – stehen durch Dissoziation der Salze KMn04 bzw. FeS04 in wassriger Losung. Fiir das Auf – stellen der Gleichung ist es notwendig zu wissen, dass in saurer Losung immer eine Reduk­tion der Mn04_- zu Mn2+-Ionen erfolgt, wobei die Fe2+- zu Fe3+-Ionen oxidiert werden.

(B) Formulieren der Teilgleichungen und Bestimmung der Oxidationszahlen:

Teilgleichung I:

Fe2+

-*• Fe3 + e

Oxidation

Teilgleichung П:

+vn

+11

Mn04“ + 5e‘ + 8H30+ —

—► Mn2+ + 12 H20

Reduktion

(C) Bestimmung des kleinsten gemeinsamen Vielfachen und Addition der Teilgleichun­gen:

Fe2+ ———–

– Fe3+ + e’

C 5)

Mn04" + 5e“ + 8 H30+

-* Mn2+ + 12 H20

(•1)

Mn04 + 5 Fe2+ + 8 H30+

-► Mn2+ + 5 Fe3+ + 12 H20

(7-8a)

. in vereinfachter Schreibweise:

Mn04 + 5 Fe2+ + 8ІҐ ——————-

■* Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H20

(7-8b)

Ein spezieller Тур einer Redoxreaktion liegt vor, wenn aus einer Verbindung, die ein Ele­ment in einer mittleren Oxidationsstufe enthalt, zwei Produkte entstehen, die dieses Ele­ment in einer hoheren und einer niedrigeren Oxidationsstufe enthalten (Disproportionie – rung). Das Element wird bei dieser Reaktion gleichzeitig oxidiert und reduziert. Ein Bei- spiel fur eine Disproportionierungsreaktion ist die Reaktion von Chlor (Cl2) mit Wasser (Gl. 7-9).

±0 – I +1

Cl2 + H20 — ІҐ + Cl" + НОСІ (7-9)

Das Gegenstuck zur Disproportionierung ist die Komproportionierung (auch: Synpropor – tionierung). Bei einer Komproportionierung reagieren zwei Verbindungen, die dasselbe Element in einer hoheren und einer niedrigeren Oxidationsstufe enthalten, zu einem Reak – tionsprodukt, in dem dieses Element in einer dazwischen liegenden (mittleren) Oxidations­stufe vorliegt. Da die Komproportionierung die Umkehrung der Disproportionierung dar – stellt, ist die Riickreaktion von (7-9) ein Beispiel fur diesen Reaktionstyp.

Redoxampholyte sind Stoffe, die sowohl als Oxidations – als auch als Reduktionsmittel reagieren konnen. Sie sind Oxidationsmittel, wenn der Reaktionspartner unter den gegebe- nen Bedingungen das starkere Reduktionsmittel ist oder Reduktionsmittel, wenn der Reak­tionspartner das starkere Oxidationsmittel ist. Verbindungen mit diesen Eigenschaften miis – sen ein Element in einer mittleren Oxidationsstufe enthalten. Wichtige Beispiele sind das Wasserstoffperoxid H202 sowie die vom H202 abgeleiteten Peroxide (z. B. Na202). Im H202

kann dem Sauerstoff die (mittlere) Oxidationsstufe – I zugeordnet werden. Sie liegt zwi – schen der Oxidationsstufe des oxidischen (-II) und des elementaren (±0) Sauerstoffs. Rea – giert H202 als Oxidationsmittel, wird es zum H20 reduziert (Gl. 7-10).

H202 + 2e" + 2ІҐ

2 H20

(7-10a)

Beispiel: H202 + 21 + 2H+

h + 2 H20

(7-10b)

Reagiert H202 andererseits als Reduktionsmittel, wird es zu 02 oxidiert (Gl. 7-1 la, b).

H202 —

”^ 02 + 2 e +2 КҐ

(7-1 la)

Beispiel: 2 Mn04 + 5 H202 + 6 H+

-► 2 Mn2+ + 5 02 + 8 H20

(7-1 lb)