Fachbegriffe der Chemie. Michael Wächter

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      1 Die Abgabe vonElektronen nennt man Oxidation (ox, auch der umgekehrte Vorgang ist u.U. möglich, Symbol dann: , s.u.!). Beispiele: Mg → Mg2+ + 2 e- 2 I-→ I2 + 2 e- Fe2+→ Fe3+ + e- H2→ 2 H+ + 2 e- S2-→ S + 2 e- SO32- + O2-→ SO42- + 2 e-MnO2 + 2 O2-→ MnO4- + 3 e-

      2 Die Aufnahme von Elektronen nennt man Reduktion (red, Umkehrvorgang zur Oxidation). Beispiele: O2 + 4 e-→ 2 O2- Cl2 + 2 e-→ 2 Cl- H+ + e-→ H0 (atomar) Cu2+ + 2 e-→ Cu Fe3+ + e- → Fe2+ S + 2 e-→ S2- NO3- + e-→ NO2 + O2- NO3- + 2 e- → NO2- + O2-Mn2+ + 5 e- + 4 O2- → MnO4-

      3 Bei Redoxreaktionen (red/ox) werden Elektronen e- ausgetauscht: Beispiele: ox: Li Li+ + e- (2x) Mg Mg2+ + 2 e- red: O + 2 e- O2- Cl + e- Cl- (2x).redox: 2 Li + O → Li2O Mg + 2 Cl → MgCl2 Deshalb ändern sich immer auch Ionenladungen oder Oxidationszahlen (das sind gedachte, rein rechnerische Oxidationszahlen, „hypothetische“ Ladungszahlen)!

      4 Oxidationsmittel nehmen vom Partner e- auf, sie oxidieren ihn.Gute Oxidationsmittel sind die Elemente im PSE rechts oben, Edelmetall-Kationen und Elemente mit hohen Oxidationszahlen. Beispiele: F2, O2, Cl2, NO3-, SO42-, H2O2 (Peroxid mit O-1), Ag+, Cu2+, Mn4+ (in KMnO4),Cr6+ (in CrO42-und Cr2O72-), Pb4+ (in PbO2),gelegentlich auch H+.

      5 Reduktionsmittel geben dem Partner e- ab, sie reduzieren ihn (und seine Ladungs-/ Oxidationszahl!), werden also selber oxidiert.Gute Reduktionsmittel sind die Elemente im PSE links und Elemente mit ungewöhnlich niedrigen Oxidationszahlen. Beispiele: H- (z.B. in LiH, NaH), H0 (atomar), Alkali- und Erdalkalimetalle, Al0, Zn0, Fe0 (und weitere unedle Metalle), Fe2+, H2, CH4, H2S, H2SO3, CO, C, HNO2

      6 Reaktionsgleichungen für (kompliziertere) Redoxreaktionen erstellt man über die Teilgleichungen (red/ox). Beispiele:ox: Na Na+ + e- (2x) red: H2O + 2 e- H + OH- (2x)redox: 2 Na + 2 H2O → H2 + 2 NaOH

       Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen:

       Für Elemente / Elementverbindungen gilt die Oxidationszahl Null Beispiel: O2 Oxidationszahl O = 0 .

       Alle Metalle haben immer positive Oxidationszahlen (als Elemente jedoch 0)

       Fluor F hat die immer die Oxidationszahl -1 (es sei denn, es liegt elementar vor).

       Wasserstoff H hat die Oxidationszahl +1 (als Element jedoch 0, in Metallhydriden –1).

       Sauerstoff O hat die Oxidationszahl -2 (außer als Element, Peroxid oder Sauerstofffluorid).

       Bor B und Silicium Si haben positive Oxidationszahlen (außer als Hydride).

       Unter Rückgriff auf die bereits bekannten Oxidationszahlen von Elementen in einer Verbindung und Anwendung der o.g. Regeln lassen sich die unbekannten Oxidationszahlen weiterer Elemente in einer anorganischen Verbindung berechnen:

       Die Summe der Oxidationszahlen ist: a) in einem Molekül gleich Null, b) in einem (Komplex-)Ion gleich der Ladung, die das (Komplex-)Ion nach außen trägt.

       Bei den Ionenladungen geben die Ziffern die Anzahl der positiven bzw. negativen Ladungen an. Die Ionenladung einatomiger Ionen ist also deren Oxidationszahl.

      1 Eine Disproportionierung ist eine Redoxreaktion eines Atoms mittlerer Oxidationszahl in eine Verbindung mit höherer und eine Verbindung mit niedrigerer Oxidationszahl; eine Komproportionierung ist die Redoxreaktion zweier Verbindungen eines Elementes zu einer Verbindung des Elementes mit mittlerer Oxidationszahl.

      2 Kationen edlerer Metalle reagieren mit unedleren Metallen zum edleren Metall und zum Kation unedlerer Metalle (Spannungsreihe der Metalle).Beispiel: Mg + CuSO4 → Cu + MgSO4

      3 Ein galvanisches Element ist eine Anordnung aus zwei Elektroden unterschiedlicher Metalle in einem Elektrolyten, die eine elektrische Spannung aufbaut.