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jede Bindung zu einem weniger elektronegativeren Atom und für eine negative Ladung 0 für jede Bindung zu einem C-Atom +1 für jede Bidung zu einem elektronegativeren und für eine positive Ladung Vorgehen 1. Schreibe die Teilchenformeln der Ausgangs- und Endstoffe. 2. Bestimme die Oxidationszahlen OZ. 3. Ordne die Begriffe Oxidation (Erhöhung der OZ) und Reduktion (Erniedrigung der OZ) dem entsprechenden Vorgang zu. 4. Schreibe die Teilgleichungen a) Schreibe das jeweilige Redoxpaar mit Oxidationszahlen b) Gleiche die Änderung der Oxidationszahl durch Elektronen aus. Beachte dabei die Anzahl der Teilchen.. c) Gleiche die Anzahl der Elementarladungen aus durch eine entsprechende Anzahl von ➡ H₂O¹-lonen in saurer Lösung ➡ OH lonen in alkalischer Lösung d) Gleiche die Atombilanzen durch eine entsprechende Anzahl von Wasser-Molekülen aus. 5. Schreibe die Redoxgleichung a) Multipliziere die Teilgleichungen so, dass die Anzahl der abgegebenen Elektronen gleich der aufgenommenen ist. b) Addiere die Teilgleichungen zur Redoxgleichung im kleinstmöglichen Teilchenanzahlverhältnis. Beispiel: lodid-lonen reagieren in saurer Lösung mit Bromat-lonen BrO, unter Bildung von lod-Molekülen und Bromid-lonen Ox. Oxidation: 1 T 21 Ox.: 21 Red.: + 0 BrO₂ + Redox.: 61 + +V/-II BrO₂ +2e 60 BrO₂ + Red. Reduktion: +V BrO₂ BrO + Ge + 6H₂O* 6 H₂0¹ BrO₂ + 6e + 6 H₂0 Br BrO6e + 6H₂O → Br + 9H₂0 → 31, -1 →Br → Br + 20 + 12H₂O + J Br Br + 9H₂0 G₁ Redoxreaktion Gliederung Redox paare Grund- begriffe 1. Oxidations zahlen Redox reihe Vorgehen Quellen Gliederung • Grundbegriffe der Redoxreaktion ● • korrespondierende Redoxpaare ● die Redoxreihe Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen Erstellen von Redoxgleichungen . (Übungsaufgaben) ● 2. Grundbegriffe Redoxreaktion • chemische Reaktion mit Elektronenübergabe ● Oxidation • Elektronenabgabe ● Reduktion • Elektronenaufnahme ● Reduktionsmittel ( Elektronendonator) • Reaktionpartner wird reduziert, wird selbst aber oxidiert ● Oxidationsmittel ( Elektronenakzeptor) Reaktionspartner wird oxidiert, wird selbst aber reduziert ● 4. korrespondierende Redoxpaare • Oxidation und Reduktion sind fest miteinander verbundene Teilreaktionen und zusammen bilden sie ein Redoxpaar An einer Redoxreaktion sind immer zwei Redoxpaare beteiligt Reduktionsmittel -> bringt seinen Partner zum oxidieren • Oxidationsmittel -> bringt seinen Partner zum reduzieren Allgemeine Gleichung: (gleiche Farbe= korrespondierend) Red1 + Ox2 -----> Ox1 + Red2 ● ● Allgemeine Teilreaktion: (z-Anzahl der Elektronen) Ox1 + z*e- 1)Red1 2)Ox2 + z*e- -----> Red2 6. Die Redoxreihe • zusehen sind die korrespondierenden Redoxpaare • wird zur Vorhersage von Reaktionen verwendet zB. 1) Kupfer in einer Zinksulfatlösung keine Reaktion 2) Zink in eine Kupfersulfatlösung Reaktion Kupfer steht höher und ist somit edler (gibt seine Elektronen nicht gerne ab) • Im Allgemeinen können wir also sagen, dass die Reaktion stattfindet, wenn ein edleres Metall entsteht und dass sie nicht stattfindet, wenn ein unedleres entstehen würde. 8. Reduzierte Form 2F (aq) Au(s) 2Cl(aq) 6H₂O(1) Pt(s) 2B (aq) Hg) Ag(s) 21(aq) 40H(aq) Cu(s) H2(g) + 2H₂O(1) Pb(s) Ni(s) Fe(s) S²- (aq) Zn(s) Al(s) Na(s) Li(s) = = = Oxidierte Form F2(g) Au Cl2(g) O2(g) + 4H30a (aq) Pa Br2() Hga Ag(aq) 12(s) O2(g) + 2H₂O(1) Cuaa 2H30(aq) Pb²+ Ni²+ (aq) (aq) Fea S(s) Zn²+ (aq) A1³+ (aq) Na 62/75 + + + + + + + + + + + + + + + + Anz. Elektronen 2e 3e 2e 4e 2e 2e 2e- 1e 2e 4e- 2e 2e 2e 2e 2e 2e 2e 3e 1e le- Eº in V +2,87 +1,41 +1,36 +1,23 +1,20 +1,07 +0,85 +0,80 +0,54 +0,40 +0,35 0 -0,13 -0,23 -0,41 -0,51 -0,76 -1,66 -2,71 -3,04