Aufstellung einer Redoxgleichung?
Hallo,
ich habe Probleme bei der Aufgabe 1&2.
Trotz der Erklärung nebenan komme ich irgendwie bei den beiden Aufgaben nicht weiter… Könntet Ihr mir vielleicht helfen, wie ich vorgehen muss, damit ich wenigstens den Ansatz habe…
Es wäre wirklich sehr hilfreich, da ich mir sehr unsicher mit Redoxreaktionen etc. bin
LG
Sorry, vielleicht bin ich gerade einfach zu blind, aber um welche Reaktion geht es denn? Ach, ich stand gerade echt auf dem Schlauch. Ich habe auf 1./2. geguckt und nicht auf A1/A2
Ich denke, dass sich die Aufgabe auf den Kasten oben rechts bezieht. A1 und unten A2
2 Antworten
Im Element: Immer 0.
→ Für einatomige Ionen: Oxidationszahl = Ionenladung
→ Für mehratomige Ionen: Summe aller Oxidationszahlen = Ionenladung
→ Für Moleküle: Summe aller Oxidationszahlen = 0
In Verbindungen:
→ Fluor: –1.
→ Gruppe 1: Typischerweise +1, Gruppe 2: Typischerweise +2.
→ Sauerstoff:–2, Ausnahmen: Peroxide (H2O2) -1 und Fluoride (OF2) +2
→ Wasserstoff: +1, außer in Metallhydriden (NaH).
Typisch für:
→ Gruppe 17: –1, außer in Sauerstoff- und Interhalogenverbindungen
→ Gruppe 16: –2, außer in Sauerstoff- und Halogenverbindungen
→ Gruppe 15: –3, außer in Sauerstoff- und Halogenverbindungen
(Übergangs)metallverbindungen können oft eine Reihe unterschiedlicher Oxidationszahlen am Metall aufweisen, daher ist es oft am einfachsten die OZ anhand des Nichtmetalls zu bestimmen.
Bei organischen Verbindungen:
Lewis-Formel aufzeichnen und die Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen homolytisch spalten.
Die Bindungen zwischen allen anderen heterolytisch spalten, dann die obigen Regeln anwenden, bzw. mit Hilfe des EN-Werts entscheiden, welcher Bindungspartner die Bindungselektronen bekommt. Dann einfach die dem jeweiligen Bindungspartner zugeordneten Elektronen zählen und mit der Ausgangskonfiguration entscheiden, welche OZ vorliegt.
Bei Kohlenstoff ist typischerweise alles von +4 bis -4 möglich.
Das sollte die Aufgabe 1 ermöglichen.
Bei Aufgabe 2 stellst du ersteinmal von allen die OZ fest.
Bei a) siehst du dann, dass Sauerstoff im Edukt die OZ -1 hat, und Wasserstoff im Edukt die OZ +1 hat.
Im Produkt hat Sauerstoff einmal die OZ -2 (in Wasser) und die OZ 0 (im Element O₂), Wasserstoff hat unverändert die +1.
Somit wurde hier Sauerstoff sowohl oxidiert als auch reduziert. In diesem Fall ist das eine spezielle Redoxreaktion, eine Disproportionierung: Sauerstoff hat im Edukt die OZ +1. Im Produkt einmal OZ -2 und einmal OZ 0. Aus einer gemeinsamen OZ werden eine höhere und eine niedrigere, das ist eine Disproportionierung.
Beim b) kommt das Gegenbeispiel, die Komproportionierung. Hier werden aus zwei unterschiedlichen OZ eine gemeinsame: Wir haben im NH₄⁺ die OZ +1 für Wasserstoff, daraus resultiert eine OZ von -3 bei Stickstoff. Bei NO2− hat Sauerstoff die OZ -2, wodurch Stickstoff die OZ +3 erhält. Im Produkt liegt Stickstoff als elementares N2 vor, und hat somit die OZ 0. Aus -3 und + 3 wurde also OZ 0. Die OZ von Wasser kannst du bei a) entnehmen.
Bei c) hat Chlor im Edukt die OZ 0, da es elementar vorliegt. Das Hydroxid-Ion hat am Sauerstoff die OZ-2 und am Wasserstoff die OZ +1. Im Produkt hat das Sauerstoff im ClO− die OZ -2, das Chlor die OZ +1. Das Chlorid-Ion hat die OZ -1 und Wasser kannst du aus a) entnehmen. Hier wurde also auch wieder disproportioniert, aus einer gemeinsamen OZ 0 wurden OZ -1 und OZ +1.
Also erstmal generell: Ich gebe dir gerne einen Gedankenanstoß, Tipps und gucke nochmal über deine Lösung, aber ich mache nicht deine Hausaufgabe :)
Zu A1: Es gibt einige Regeln zum Ermitteln der Oxidationszahlen. Wenn man die kennt, ist es eigentlich ganz einfach.
1. Die Ox-Zahlen von Molekülen gleichen sich immer auf (0) aus.
2. Liegen Stoffe elementar vor, haben sie die Ox-Zahl (0) (z.B. in H2 hat H die Ox-Zahl (0))
3. In Kohlenstoffverbindungen, musst du jedes C-Atom quasi einzeln betrachten. Also wenn du CH3CH2OH hast, betrachtest du CH3 und CH2OH einzeln. Beide müssen jeweils auf (0) kommen.
4. Metalle haben immer die Ox-Zahl (+I).(Wenn sie nicht elementar vorliegen!)
5. Sauerstoff hat immer die Ox-Zahl (-II) (Wenn er nicht elementar vorliegt!)
6. Wenn Wasserstoff nicht mit einem Metall verbunden ist, hat er immer (+I)(Wenn er nicht elementar vorliegt!)
7. Die Dinger in der 7. Hauptgruppe, ich glaube die heißen Halogene (ich hab mich eine Weile nicht mehr damit beschäftigt) haben die Ox-Zahl (-I).(Wenn sie nicht elementar vorliegen!)
Ich glaube, das war schon alles, was du für A1 wissen musst. Ich mache dir mal 2 Beispiele vor:
AlF3 -->F ist in der 7. Hauptgruppe, hat also die Ox-Zahl (-I). Du hast aber drei F. Also hast du jetzt 3 *(-I). Du willst am Ende auf 0 kommen. Dafür muss Al also (+III) haben (3*(-I)+(+III) = 0). Wir haben also Al(+III)F3(-I).
CaH2 --> H hat die Ox-Zahl (+I). Wir haben also 2*(+I) und müssen wieder auf 0 kommen. Also muss Ca die Ox-Zahl (-II) haben (2*(+I)+(-II) = 0). Also haben wir Ca(-II)H2(+I).
Den Rest schaffst du bestimmt.
Bei A2 bin ich mir nicht ganz sicher. Schreib dir da, wie gerade beschrieben, erstmal die Ox-Zahlen auf. Dann guckst du, wo eine Oxidation und wo eine Reduktion stattfindet (für Oxidation wird die Ox-Zahl größer für Reduktion kleiner). Wenn ich das richtig sehe, ist bei 1 nur eine Oxidation, bei 2reduziert N einmal und einmal oxidiert es und bei 3 gibt es einen Reststoff für den weder oxidiert noch reduziert wird. Ich bin mir bei A2 aber nicht sicher (ist wie gesagt etwas her).
Du kannst mir gerne deine Lösungen schicken, ich gucke dann nochmal drüber :)
Tut mir leid, da habe ich wirklich einiges übersehen. Ich hätte nicht gedacht, dass ich den Schulstoff so schnell wieder vergesse. Vielen Dank für die Hinweise.
Hier haben sich leider ein paar Fehler eingeschlichen:
zu 4.: Metalle haben NICHT immer die OZ +1. Das betrifft NUR die Metalle der 1. Hauptgruppe und einige wenige Nebengruppenmetalle. Das solltest du dringend korrigieren.
zu 5.: Sauerstoff hat eben NICHT immer die OZ -2. In Peroxiden, Peroxosäuren und in Verbindungen mit Fluor hat Sauerstoff die OZ -1 (Peroxide oder Peroxosäuren) oder +2 (Fluor).
Das liegt daran, dass Elektronegativität hier eine Rolle spielt. Das heißt, dass z.B. bei Fluor und Sauerstoff der elektronegativere Bindungspartner die negative OZ bekommt.
zu 7.: Die Halogene haben NICHT immer die OZ -1. z.B. Chlor nimmt in diversen Verbindungen die OZ bis +7.
Dein Beispiel mit CaH2. Du hast doch bei 6. selber geschrieben, dass Wasserstoff nicht die OZ +1 hat, wenn es mit einem Metall verbunden ist. Warum gibst du ihm in der Verbindung mit einem Metall (Calcium) eine positive OZ und machst das, was quasi nie passiert, nämlich dem Metall eine negative OZ geben. Das ist mehr als falsch.