Oxidation von Wasser durch Gold?
Ich soll eine potenzielle Reaktionsgleichung für die Oxidation von Wasser durch Au^+, also Gold aufstellen. Oxidation ist ja die Elektronenabgabe, also A^+ -> A + e^- und auch Aufnahme von Sauerstoff.
Momentan stehe ich aber auf dem Schlauch und bin mir nicht sicher, was der Donator und Akzeptor ist. Ich weiß jetzt aber nicht, was das Produkt ist.
Eigentlich müsste sich die Oxidationszahl bei der Oxidation ja erhöhen, also von Au+ (OZ: +I) zu z.B. Au2O3 (OZ: Au: +III; O: -II). Damit hatte man ja dann Gold(III)-Oxid
Dabei wäre ja das Gold der Donator, aber aufgrund der Formulierung der Aufgabe (Oxidation von Wasser) müsste doch eigentlich H2O Elektronen abgeben?
Meine (momentane) Reaktionsgleichung:
2Au^+ + 3H2O ---> Au2O3 + 3H2 + 4e^-
Und wie wäre die tatsächliche Reaktionsgleichung (mir ist klar, dass es analog zu Cu+ ist, aber habe auch da ähnliche Probleme wie oben)
Danke schonmal^^
2 Antworten
Vielleicht meinst Du das:
2 Au⁺ + 3 H₂O ⟶ 2 Au + 2 H₃O⁺ + ½ O₂
Wasser wird zu O₂ oxidiert, Au⁺ zu Au reduziert.
Falsche Elektonenbilanz; das siehst Du sofort daran, daß in Deiner Gleichung links nur eine aber rechts zwei positive Ladungen stehen.
Vielleicht hilft Dir die Überlegung, dass für Wasser gilt:
2 H2O <-> H3O+ + OH- ;)
Die Oxidation von Deiner Formel wäre ja H2O -> H3O+ + e- (Ausgleich mal weggelassen), oder? Das würde für meinen Fall dann heißen, dass nicht nur reiner Wasserstoff, sondern ebenfalls Oxonium ensteht?
Wie wäre es denn mit dem Ansatz - einer von denen führt sicherlich zu dem, was du suchst:
O2 + 2 H2O+ 4 e− ⇌4 OH−
oder O2 + 4 H++ 4 e− ⇌2 H2O
oder 2 H2O+ 2 e− ⇌H2 + 2 OH−
Ich stehe gerade völlig auf dem Schlauch, sorry
Ist die Reaktion, die du geschrieben hast nicht (je nach leserichtung) eine Reduktion? Und bei der Oxidation von Wasser durch Au+ habe ich als Edukte ja nur Au+ und H2O. Aber was sind meine Produkte? Wenn ich annehme, dass es Oxonium und Gold(I)-oxid ist, wäre meine Reaktionsgleichung wie folgt:
2Au+ + 3H2O ---> 2H3O+ + Au2O
Wobei das für mich irgendwie falsch aussieht
Es handelt es sich um eine Gleichgewichtsreaktion. Eine Reaktion ist (wie fast überall) in beiden Richtungen möglich
Dann würde doch am ehesten dein zweiter Ansatz weiterhelfen, oder? Aber was für eine Art von Goldoxid ist es dann? Eigentlich ja ein Gold(I)-oxid, ergibt zumindest von der Summenformel am meisten Sinn
Was wäre denn, wenn Gold vielleicht nicht direkt zum Oxid oxidiert, sondern die Kationen zu elementarem Gold? In Oxiden des Goldes liegt doch eben gerade Gold als Kation vor und das möchtest Du ja ändern
Also:
Au+ + 2H2O --> Au + O2 + 4H+ + 5e- ?
Schau mal, ob die Gleichung so stimmen kann? Ich habe Bauchschmerzen bei den Ladungen. Ich würde vernünftig die Redox Gleichung Schritt für Schritt aufstellen ;)
Die Ladungen der linken und rechten Seite müssen identisch sein, d.h. dadurch, dass die linke Seite einfach positiv geladen ist, müsste das die Rechte auch sein. Also nur 3 Elektronen?
Mach, wie ich es gesagt habe, gleiche dann alles Schritt für Schritt aus. Viel Erfolg
Die Oxidation in der Gleichung ist ja die vom Wasser, also O2 + 4 H++ 4 e− ⇌2 H2O, wie du es ja schon geschrieben hast.
Wenn Wasser oxidiert wird, muss Gold ja reduziert werden (das war auch einer meiner Denkfehler, dachte die ganze Gleichung dürfte nur eine Oxidation sein)
Wenn ich aber Au+ + e- --> Au scheint mir das nicht ganz korrekt zu sein, da sich in aller Regel die Elektronen bei einer Redoxreaktion am Ende eigentlich ja raus"kürzen" lassen sollten?
Mir ist gerade selber eingefallen, dass man dann ja die Reduktion in meinem Fall multiplizieren muss.
Ich hätte dann als Reaktionsgleichung: 2H2O + 4Au+ --> O2 + 4H+ + 4Au
Ich meine mich auch noch zu erinnern, dass man, sofern Ladungen nicht aufgehen sollten, man mit H30+ bzw. OH- die Gleichung ausgleicht?
kann man die 2 vom Gold nicht entfernen? Also Au⁺ + 3 H₂O ⟶ Au + 2 H₃O⁺ + ½ O₂