Chemie:Wie lautet die Redoxgleichung?
Im Reagenzglas gibt man zu schwefelsaurer Lösung von Natriumiodid, Kaliumpermanganat. Dabei entsteht neben elementarem Iod, auch eine Entfärbung der Permanganatlösung.
3 Antworten
Moin,
zunächst musst du ermitteln, welche Teilchen am Redoxprozess beteiligt sind. In schwefelsaurer Natriumiodidlösung und Zugabe von Kaliumpermanganatlösung entsteht unter anderem elementares Iod. Aber was noch?
In der "Suppe" schwimmen sicher schon einmal folgende Teilchen herum:
Na^+ und I^– aus dem Natriumiodid, H3O^+ und SO4^2– durch die Schwefelsäure, K^+, MnO4^– aus dem Kaliumpermanganat und (irgendwann) I2 als Reaktionsprodukt. Auch Wassermoleküle wird es en masse geben, weil es sich ja um (wässrige) Lösungen handelt...
Die Entfärbung des Permanganats zeigt, dass dieses zersetzt wird. Eigentlich ist an dieser Stelle für dich Schluss, weil es verschiedene Möglichkeiten gibt - oder um es mit den Worten meines Chemieprofessors zu sagen: »Um ein Redoxsystem aufstellen zu können, muss man alle Edukte und Produkte kennen!« Und weil dir diese Informationen fehlen, musst du raten...
Doch ich verrate dir: Im sauren Milieu ist Permanganat ein starkes Oxidationsmittel, wobei üblicherweise Mangandioxid ("Braunstein") entsteht. Mit dieser Info kannst du also jetzt noch annehmen, dass am Ende auch MnO2 in der "Brühe" zu finden ist. Okay, dann kann's losgehen...
1. Aufstellen einer vorläufigen Formelgleichung (um zu sehen, wer mit welcher Formel überhaupt beteiligt ist):
NaI + H2SO4 + KMnO4 ---> Na2SO4 + I2 + K2SO4 + MnO2 + H2O
Alle Natriumsalze (mit denen du zu tun bekommst) sind wasserlöslich. Schwefelsäure und Kaliumpermanganat sowie Kaliumsulfat sind ebenfalls wasserlöslich. Elementares Iod ist sehr schlecht wasserlöslich und Mangandioxid ist nahezu unlöslich in Wasser. Diese beiden Stoffe werden also aus der Lösung als Niederschläge ausfallen. Wasser selbst ist unter diesen Bedingungen flüssig. Darum folgt nun
2. Das Ausgleichen und Aufstellen einer vollständigen Bruttogleichung:
6 NaI (aq) + 4 H2SO4 (aq) + 2 KMnO4 (aq) ---> 3 Na2SO4 (aq) + 3 I2↓ (s) + K2SO4 (aq) + 2 MnO2 (s)↓ + 2 H2O (l)
Schreibst du nun über jedes Elementsymbol die Oxidationsstufe als römische Zahl, dann erkennst du, dass sich die Oxidationszahl (OZ) vom Natrium, Wasserstoff, Sulfat, Kalium und Sauerstoff nie ändert:
- alle "Na" haben die OZ +I
- alle "K" haben die OZ +I
- alle "H" haben die OZ +I
- "S" im "SO4" hat die OZ +VI
- alle "O" haben die OZ –II
Aber die Oxidationszahlen vom Iod wird erhöht, nämlich von
- –I im "NaI" auf 0 im "I2"
Auch die Oxidationszahl vom Mangan ändert sich; sie reduziert sich von
- +VII im "MnO4^–" auf +IV im "MnO2"
Damit kannst du nun (endlich) das Redoxsystem dieser Reaktion aufstellen:
3. Aufstellen des Redoxsystems:
Oxidation: 2 I^– ---> I2 + 2 e^–
Reduktion: MnO4^– + 4 H^+ + 3 e^– ---> MnO2 + 2 H2O
Aber wie kommt man darauf? - Nun, Oxidation heißt: Abgabe von Elektronen. Wenn Elektronen abgegeben werden, verschwinden mit ihnen negative Ladungsträger. Deshalb erhöht sich die Oxidationszahl bei einer Oxidation. Und wie wir bereits festgestellt haben, erhöht sich die Oxidationszahl beim Iod. Darum muss Iod das Teilchen sein, das oxidiert wird. Da es zuvor als Anion vorlag (im Natriumiodid) und nach der Reaktion als Element, kannst du schon einmal diesen "Wechsel" formulieren:
I^– ---> I2
Aber weil elementares Iod ein zweiatomiges Minimolekül ist ("I2"), brauchst du folglich auch zweimal Iodanionen. Also
2 I^– ---> I2
Doch nicht nur die Stoffbilanz muss in Reaktions(teil)gleichungen stimmen, sondern auch die Ladungsbilanz! Links hast du insgesamt zwei negative Ladungen durch die beiden Iodanionen. Rechts hast du im Moment keine Ladung... Das gleichst du aus, indem du rechts noch zwei Elektronen hinzufügst:
2 I^– ---> I2 + 2 e^–
Wow, nun hast du die Oxidationsteilgleichung komplett: Zwei Iodanionen werden zu elementarem Iod oxidiert, indem sie jedes ein Elektron (also insgesamt zwei) abgeben; Elektronenabgabe = Oxidation.
Eine Oxidation kann nie alleine auftreten (klar, denn wenn ein Teilchen Elektronen abgibt, muss irgendein anderes Teilchen diese Elektronen aufnehmen!). Die Aufnahme von Elektronen (also von negativ geladenen Elementarteilchen) führt zu einer Verringerung (einer Reduzierung!) der Oxidationszahl. Und gerade weil diese Verringerung eine Reduzierung ist, bezeichnet man den Vorgang auch als "Reduktion".
Auch hier haben wir bereits festgestellt, dass es nur beim Mangan zu einer Verringerung der Oxidationszahl kommt. Außerdem wird auf Stoffebene aus dem Permanganat-Anion Mangandioxid. Deshalb kannst du schon einmal schreiben:
MnO4^– ---> MnO2
Doch nun sehen wir sofort, dass hier weder die Stoff- noch die Ladungsbilanz ausgeglichen ist. Wo bleiben zum Beispiel die beiden Sauerstoffe vom Permanganat-Anion (links) auf der rechten Seite?
Doch jetzt fällt uns ein, dass das Milieu, in der sich das Ganze abspielt, von der Schwefelsäure angesäuert ist. Es gibt also (beliebig) viel H^+-Ionen (oder genauer Oxoniumionen, H3O^+) im Reaktionsraum. Na, und H^+ und "O"... da fällt uns Wasser ein, das daraus gebildet werden könnte. Deshalb kommen wir auf die Idee
MnO4^– + 4 H^+ ---> MnO2 + 2 H2O
zu versuchen. Dann stimmt schon einmal die Stoffbilanz. Aber wie sieht es bei den Ladungen aus? Nun, links gibt es zurzeit eine Minusladung (vom "MnO4^–") und vier Plusladungen (durch die "4 H^+"). Insgesamt also drei Plusladungen. Rechts gibt es dagegen keine Ladungen mehr...
Tja, aber war da nicht noch etwas? Richtig! Die Reduktion! Reduktion bedeutet, dass irgendein Teilchen Elektronen aufnehmen muss. Das tut hier das Mangan; es hat links die Oxidationsstufe +VII, rechts dagegen nur noch +IV. Das ist eine Verringerung der Oxidationszahl um drei. Und diese Verringerung bekommen wir hin, wenn wir links noch drei Elektronen hinzufügen, die dann vom Mangan-+VII aufgenommen werden können. So kommt man auf
MnO4^– + 4 H^+ + 3 e^– ---> MnO2 + 2 H2O
Und yeah! nun stimmt plötzlich nicht nur die Stoff-, sondern auch die Ladungsbilanz: links 4 x Minus und 4 x Plus = 0 Ladung insgesamt und rechts auch keine Ladung.
Sind wir damit am Ende? - Leider noch nicht ganz. Denn nun musst du noch auf die sogenannte "Elektronenneutralität" achten! Auf die was?? - Nun, damit ist nichts anderes gemeint, als dass die Anzahl der bei einer Oxidation abgegebenen Elektronen mit der Anzahl der bei einer Reduktion aufgenommenen Elektronen übereinstimmen muss (dass die Anzahlen also gleich groß sind).
Das ist bei uns noch nicht der Fall. Bei unserer bisherigen Oxidationsteilgleichung werden zwei Elektronen geliefert, aber die Reduktion des Mangans erfordert drei Elektronen. Um diese Diskrepanz auszugleichen, muss man das kleinste gemeinsame Vielfache (kgV) von den ungleichen Zahlen "2" und "3" suchen. Das kgV dieser beiden Zahlen ist "6". Um als in der Oxidationsteilgleichung auf diese sechs Elektronen zu kommen, müssen wir die Gleichung mit dem Faktor "3" multiplizieren. Um in der Reduktionsteilgleichung auf sechs elektronen zu kommen, muss diese Gleichung mit dem Faktor "2" multipliziert werden. Dann erhalten wir:
Oxidation: 6 I^– ---> 3 I2 + 6 e^–
Reduktion: 2 MnO4^– + 8 H^+ + 6 e^– ---> 2 MnO2 + 4 H2O
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------Redoxgleichung: 6 I^– + 2 MnO4^– + 8 H^+ ---> 3 I2 + 2 MnO2 + 4 H2O
So, nun sind wir fertig. Das Redoxsystem ist aufgestellt und ich hoffe, dass du jetzt auch verstanden hast, wie man das macht bzw. darauf kommt...
LG von der Waterkant
Im Grunde hast du wohl recht, aber da sich ein Niederschlag auch absetzt und die resultierende Lösung dann ebenfalls nicht mehr violettfarben wäre (also entfärbt), ist das nicht unzweifelhaft klar, zumal mit dieser Argumentation auch das entstehende Iod die angesprochene Entfärbung ausschlösse. In den Angaben des Fragenstellers steht gar nichts zu Niederschlägen. Demnach ist die Interpretation, dass es sie nicht gibt, genau so zulässig wie die, dass sie auftreten. Wenn ich mich richtig erinnere, hängt es davon ab, wie sauer die Lösung ist. In sehr saurer Lösung wird bis zum Mn^2+ reduziert, in schwach saurer bis schwach alkalischer Lösung zum Braunstein (aber hier bin ich mir ohne Recherche nicht sicher)... Ich verweise noch einmal auf "es gibt mehrere Möglichkeiten" sowie auf den weisen Spruch meines einstigen Professors...
Hallo awkwardusername
Bei der Reaktion wird das Permanganat zu Mn^2+ reduziert und Iodid zum Iod oxidiert.
Reduktion:
Mangan wird von der Oxidationszahl (OZ) +7 im MnO4^- zur OZ +2 im Mn^2+ reduziert. Hierfür werden 5 Elektronen gebraucht. Zum Ausgleich der Sauerstoffatome wird H3O^+ verwendet:
MnO4^- + 5 e^- + 8 H3O^+ ==> Mn^2+ + 12 H2O
Oxidation:
Iod wird von der OZ -1 im Iodid zur OZ 0 im Iod oxidiert. Jedes I^- gibt also 1 e^- ab:
2 I^- ==> I2 + 2 e^-
Da für die Reduktion 5 Elektronen gebraucht werden, die Oxidation aber nur 2 Elektronen liefert, muss man (kleinstes gemeinsames Vielfache) die Reduktionsgleichung mit 2, die Oxidationsgleichung mit 5 multiplizieren.
2 MnO4^- + 10 e^- + 16 H3O^+ ==> 2 Mn^2+ + 24 H2O
10 I^- ==> 5 I2 + 10 e^-
Da jetzt abgegebene und aufgenommene Elektronen gleich sind, kann man sie in der Zusammenfassung beider Gleichungen weglassen.
Zusammenfassung:
2 MnO4^- + 16 H3O^+ + 10 I^- ==> 2 Mn^2+ 24 H2O + 5 I2
LG
5 I⁻ + MnO₄⁻ + 8 H₃O⁺ ⟶ 2½ I₂ + Mn²⁺ + 12 H₂O
Braunstein kann es nicht sein, denn dann wäre ein brauner Niederschlag zu sehen. Entfärbt spricht für Mn²+ -Ionen. Ändere also deine Reaktionsgleichungen entsprechend.