Chemie-Arbeitsblatt _ _ Klasse _ _ _ Name __________________________________________________________________Datum _ _ ._ _._ _

 

Weitere komplexe Redoxreaktionen (II)

Es werden verschiedene Versuche durchgeführt. Notiere genau die einzelnen Beobachtungen bei jedem Experiment.

Bearbeite die Experimente nach der unten formulierten Aufgabenstellung.

Versuch 1:  In einem Reagenzglas wird auf etwas Braunstein konzentrierte Salzsäure gegeben und schwach erwärmt (Abzug). Es bildet sich gelbgrünes Chlorgas (B3V16).

Versuch 2:  Zu einer schwefelsauren Lösung von Kaliumiodid werden einige Tropfen Wasserstoffperoxid gegeben. Es entsteht eine Gelbfärbung, die sich nach Braun vertieft (B5V18).

Versuch 3:  Der Kolben eines Gleichdruckgasentwicklers (2-Hals-Kolben) wird mit etwas Kupferdrehspäne gefüllt. In den Tropftrichter kommt konz. Salpetersäure (65%). Der Ansatz des Gasentwicklers führt zu einer mit Wasser gefüllten pneumatischen Wanne, in der ein Standzylinder, mit Wasser gefüllt steht. Ein 2. Standzylinder, mit Sauerstoffgas gefüllt, steht ebenfalls in der pneumatischen Wanne. Die Salpetersäure fließt nun tropfenweise auf das Kupfer. (B6V19). Nachdem der 1. Standzylinder gefüllt ist, wird er herausgenommen und mit der Öffnung auf den mit Sauerstoff gefüllten Zylinder gestellt, so dass die Öffnung noch durch die Deckplatten verschlossen sind. Die Deckplatten werden gleichzeitig weggezogen.

Versuch 4:  In einem Rggl. lässt man auf Kaliumnitrat in alkalischer Lösung unter Erwärmen Zink-Pulver einwirken. Es bildet sich Ammoniak-Gas (stechender Geruch), das Indikatorpapier charakteristisch färbt (B7V20).

Versuch 5:  In einem Rggl. gibt man zu einer Lösung von Ammoniumchlorid eine Lösung von Natriumnitrit. Es bildet sich ein farbloses Gas, das die Verbrennung nicht unterhält (B11V22).

Versuch 6:  In einem Rggl. gibt man zu einer alkalischen Kaliumpermanganat-Lösung eine Lösung von Mangan(II)-sulfat. Es bildet sich ein dunkelbrauner Niederschlag (B12V23).

Versuch 7:  In einem Rggl. gibt man zu einer schwefelsauren Kaliumpermanganat-Lösung eine frisch zubereitete Lösung von Eisen(II)-sulfat. Die Kaliumpermanganat-Lösung wird entfärbt (B12V24).

Aufgabenstellung:

1. Notiere zu jedem Versuch sorgfältig deine Beobachtungen

2. Formuliere nach dem Entwicklungsschema für Redoxreaktionen für jeden Versuch die verschiedenen Teilgleichungen 
der Oxidation, der Reduktion, die Gesamtgleichung, die Gegenionen und die Stoffgleichung. Welche Besonderheiten zeigen Versuch 5 und 6?


 

Lösungen:

 
1. Versuch: Beobachtung: Es bildet sich gelbgrünes Chlorgas. In saurer Lösung werden Cl¯-Ionen durch Braunstein zu Cl2-Molekülen oxidiert. Der Braunstein wird dabei zu Mn2+-Ionen reduziert.

Oxidation:                              Cl¯  ---->   Cl2  + 2 e¯; Oxidationszahlen sind -I bei Chlorid-Ionen und 0 bei Chlor-Molekülen

Reduktion:  MnO2  +   2 e¯  +  4 H+  ---->  Mn2+  +  2 H2O;  Oxidationszahlen sind +IV bei Braunstein und +II bei Mn2+

Gesamtgleichung:      Cl¯  +   MnO2  +  4 H+  -----> Cl2  +  Mn2+  +  2 H2O

Gegenionen:                                           Cl¯                      Cl¯                   

Stoffgleichung:                      MnO2  +  4 HCl    ----->  MnCl2  2 H2O  +  Cl2


2. Versuch: Beobachtung: Die Gelbfärbung (von gelöstem Iod) vertieft sich nach braun. Iodid-Ionen werden in saurer Lösung durch Wasserstoffperoxid zu Iod-Molekülen (braun in Wasser) oxidiert. Die Wasserstoffperoxid-Moleküle werden zu Wasser reduziert. Das gebildete Iod kann mit der Iod-Stärke-Reaktion nachgewiesen werden: Blaufärbung.

Oxidation:                             2 I¯    ---->  I2   + 2 e¯; Oxidationszahlen sind -I bei I¯ und 0 bei  I2

Reduktion:    H2O2  + 2 e¯  +  2 H----->  2  H2O; Oxidationszahlen sind -I bei Sauerstoff in H2O2 und -2 beim selben Atom

Gesamtgleichung:  2 I¯  + H2O2    +  2 H+   ----> I+ 2  H2O

Gegenionen:         2 K+                          SO42¯        2 K+                          SO42¯

Stoffgleichung:   2 KI   +   H2O2  +  H2SO4   ---->   I+ K2SO4   +    2  H2O


3. Versuch: Beobachtung: Bei der Reaktion der Salpetersäure mit Kupfer entsteht zuerst ein rotbraunes Gas, das Kupfer löst sich unter Bildung einer türkis-blauen Lösung. Im Standzylinder wird das Wasser durch ein farbloses Gas verdrängt, rotbraunes Gas, das gleichzeitig in den Standzylinder gelangt, löst sich nach kurzer Zeit in Wasser. Der mit dem zuerst gebildeten Gas gefüllte Standzylinder wird nun mit der Deckplatte verschlossen, herausgenommen und mit der Öffnung auf den mit Sauerstoff gefüllten Standzylinder gestellt, so dass beide Öffnungen noch mit den Deckplatten verschlossen sind. Wird die Deckplatte nun weggezogen, färbt sich der Inhalt beider Zylinder rotbraun und es bildet sich ein Unterdruck in den Standzylindern.

Oxidation:                                  Cu ----> Cu2+   +  2 e¯  |* 3   ; Oxidationszahlen sind 0 bei elementarem Kupfer und +II bei Cu2+-Ionen.

Reduktion:   NO3¯  +  3 e¯   + 4 H----->  NO  +  2  H2O |* 2   ; Oxidationszahlen sind +V beim Nitrat-Ion und +II bei Stickstoffmonoxid

Gesamtgleichung:      3 Cu  +   2 NO3¯  +  8 H----->  3  Cu2+    +  2 NO  +  4  H2O

Gegenionen:                                            6 NO3¯            6 NO3¯

Stoffgleichung:                   3 Cu  +   8 HNO3   ------>  3 Cu(NO3)2  +   2 NO  +  4  H2O

Das farblose Stickstoffmonoxid oxidiert sofort an der Luft bzw. mit Sauerstoff zu rotbraunem Stickstoffdioxid: 2 NO  +  O2   -----> 2 NO2


4. Versuch: Beobachtung: Es bildet sich Ammoniak, erkenntlich am Geruch und der Blaufärbung von feuchtem rotem Lackmuspapier.
In alkalischer Lösung reduziert Zink Nitrat-Ionen zu Ammoniak-Molekülen. Die Zn-Atome werden zur Zinkat-Ionen oxidiert.

Oxidation:                Zn  +  3 OH¯    ----> [Zn(OH)3]¯  +  2 e¯  |* 4; Zink elementar hat die Ox.-Stufe 0 und im Zinkat die Ox.-zahl +II

Reduktion: NO3¯  +  8 e¯  +  6 H2O  ----> NH3    9  OH¯ ; N hat in Ammoniak die Ox.-zahl -III, im Nitrat-Ion +V.

Gesamtgleichung:  4  Zn   +  NO3¯  +  3 OH¯  +   6 H2O  ---> NH3    + 4 [Zn(OH)3]¯

Gegenionen:                        K+              K+                                                        4  K+

Stoffgleichung:     4  Zn   +  KNO3  +  3 KOH  +   6 H2O  ---> NH3    + 4 K[Zn(OH)3]


5. Versuch: Beobachtung: Es bildet sich ein farbloses Gas: Stickstoff. Ammonium-Ionen werden durch Nitrit-Ionen zu N2-Molekülen oxidiert, dabei werden die Nitrit-Ionen zu N2-Molekülen reduziert. Es handelt sich um einen Fall von Redoxkomproportionierung: ein Element geht aus zwei verschiedenen Oxidationszahlen in eine mittlere über.

Oxidation:                          2 NH4+    -----> N2  +  6 e¯   +  8 H ; Oxidationszahlen: Stickstoff im Ammoniak: -III, im N2-Gas: 0

Reduktion: 2 NO2¯  +  6 e¯    +  8 H ----> N2  + 4 H2O

Gesamtgleichung:      2 NH4+    +  2 NO2¯  ----->  2 N2  + 4 H2O; vereinfacht: NH4+ NO2¯  ----> N2  + 2 H2O

Gegenionen:                 Cl¯             Na+                   Na+Cl¯            

Stoffgleichung:                 NH4Cl  + NaNO2 ----->     NaCl  +  2 H2O   + N2


6. Versuch: Beobachtung: Es bildet sich ein dunkelbrauner Niederschlag. In alkalischer Lösung werden Permanganat-Ionen durch Mangan-Ionen zu Mangandioxid (Braunstein) reduziert, dabei werden die Mangan-Ionen zur Braunstein oxidiert. Es handelt sich darum, dass ein Element aus zwei verschiedenen Oxidationsstufen zu einer mittleren gelangt: Redoxkomproportionierung.

Oxidation:                     Mn2+  +  4 OH¯    ---->    MnO2    +  2 e¯    +    2 H2 |*3 ;

Reduktion:       MnO4¯  + 3 e¯  +   2 H2O   ---->  MnO+   4 OH¯  |*3 ;

Gesamtgleichung:   3   Mn2+    +  2 MnO4¯   +   4 OH¯  ----->  5 MnO2  +   2 H2O

Gegenionen:           3  SO42¯      2  K+          +    4  K+      ----->    6  K+  3  SO42¯

Stoffgleichung:   3 MnSO4   +  2  KMnO+  4 KOH  +   ----->  5 MnO2  +   3 K2SO4  +  2 H2O


 

7. Versuch: Beobachtung: Die violette Lösung von Kaliumpermanganat wird entfärbt. In schwefelsaurer Lösung werden Permanganat-Ionen durch Eisen(II)-Ionen zu farblosen Mn2+-Ionen reduziert. Die Fe2+-Ionen werden dabei zu Fe3+-Ionen oxidiert. Je nach Konzentration kann die Lösung dann einen Gelbstich haben.

Oxidation:                                Fe2+   ----->  Fe3+   +  e¯ |*10 ; Oxidationszahlen: Eisen hat entsprechend der Ladung die OZ +II und +III.

Reduktion:  MnO4¯  + 5 e¯   +    8 H+   ----> Mn2+   +  4 H2|*2

Gesamtgleichung:      10  Fe2+   +  2 MnO4¯    +   16 H+     ----->  10  Fe3+  +   2 Mn2+   +  8 H2

Gegenionen:              10 SO42¯      2 K+                  8 SO42¯            15 SO42¯     2 SO42¯      2 K+ SO42¯

Stoffgleichung:    10 FeSO4   +  2 KMnO4  +  8 H2SO4    ---->   5 Fe2(SO4)3   +  2  MnSO4  +  K2SO4

Siehe dazu auch Weitere komplexe Redoxreaktionen (II) im pdf-Format und Weitere komplexe Redoxreaktionen (II) im WordPerfect-Format.

update am: 16.10.17                                                                                                                                                                               zurück        zur Hauptseite