Redox Reaktionen [PDF]

Zitiervorschau

Übungsaufgaben zum Aufstellen von Redoxreaktionen Stellen Sie unter Verwendung der Schrittfolge die Reaktionsgleichungen für folgende Redoxprozesse auf! Alle Reaktionen finden in wässriger Lösung statt. 1. Eisen(III)-Ionen reagieren mit Iodid-Ionen zu Eisen(II)-Ionen und Iod. 2. Dichromat-Ionen (Cr2 O2− 7 ) reagieren mit Iodid-Ionen zu Iod und Chrom(III)-Ionen. Die Reaktion findet im sauren pH-Wert-Bereich statt. 3. Schweflige Säure (H2 SO3 ) reagiert mit Iod zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff. 4. Chrom(III)-Oxid reagiert mit Nitrat-Ionen zu Chromat-Ionen (CrO2− 4 ) und Nitrit− + Ionen (NO2 ). Dabei werden H -Ionen frei. 5. Quecksilber reagiert mit Salpetersäure (H+ und NO− 3 ) zu Quecksilber(II)-Ionen und Stickstoffmonoxid. Als Nebenprodukt entsteht Wasser. 6. Iod und Chlor reagieren zu Iodat-Ionen (IO− 3 ) und Chlorid-Ionen. 7. Stickstoffmonoxid und Salpetersäure reagieren zu Distickstofftetroxid und Wasser.

Lösungen Aufgabe 1 OZ:

+3 Fe3+

Ox:

2 I− −→ I2 + 2 e−

Red:

Fe3+ + e− −→ Fe2+

Redox:

2 Fe3+ 2 I− −→ 2 Fe2+ + I2

+

−1 I−

99K

+2 Fe2+

±0 I2

+

| ·2

Aufgabe 2 OZ:

+6 −2 Cr2 O2− 7

Ox:

2 I− −→ I2 + 2 e−

Red:

− 3+ + 7 O2− Cr2 O2− 7 + 6 e −→ 2 Cr

Redox:

− 3+ + 7 O2− + 3 I Cr2 O2− 2 7 + 6 I −→ 2 Cr

+

−1 I−

99K

+3 Cr3+

+

±0 I2

| ·3

[beidseitig 14 H+ -Ionen dazu]

− + 3+ + 7 H O + 3 I Cr2 O2− 2 2 7 + 6 I + 14 H −→ 2 Cr

Aufgabe 3 OZ:

+1 +4 −2 H2 SO3

±0

+1 +6 −2

Ox:

H2 SO3 + O2− −→ H2 SO4 + 2 e−

Red:

I2 + 2 H+ + 2 e− −→ 2 HI

Redox:

H2 SO3 + I2 + 2 H+ + O2− −→ H2 SO4 + 2 HI

+1−1

+ I2 99K H2 SO4 + HI

[H+ und O2− zus.-fassen]

H2 SO3 + I2 + H2 O −→ H2 SO4 + 2 HI

Aufgabe 4 +5 −2 NO− 3

+6 −2 CrO42−

+3 −2 NO− 2

OZ:

+3 −2 Cr2 O3

Ox:

− Cr2 O3 + 5 O2− −→ 2 CrO2− 4 + 6e

Red:

− 2− − NO− 3 + 2 e −→ NO2 + O

Redox:

2− − 2− Cr2 O3 + 5 O2− + 3 NO− 3 −→ 2 CrO4 + 3 NO2 + 3 O

+

99K

+

| ·3

− 2− Cr2 O3 + 2 O2− + 3 NO− 3 −→ 2 CrO4 + 3 NO2

[O2− „kürzen“]

[beidseitig 4 H+ dazu]

− 2− + Cr2 O3 + 2 H2 O + 3 NO− 3 −→ 2 CrO4 + 3 NO2 + 4 H

Aufgabe 5 ±0

+5 −2 NO− 3

+2 Hg2+

+2 −2

OZ:

Hg +

Ox:

Hg −→ Hg2+ + 2 e−

| ·3

Red:

− 2− NO− 3 + 3 e −→ NO + 2 O

| ·2

Redox:

2+ + 2 NO + 4 O2− 3 Hg + 2 NO− 3 −→ 3 Hg

99K

+ NO

+ 2+ + 2 NO + 4 H O 3 Hg + 2 NO− 2 3 + 8 H −→ 3 Hg

[beidseitig 8 H+ dazu]

Aufgabe 6 −1 Cl−

OZ: Ox:

− I2 + 6 O2− −→ 2 IO− 3 + 10 e

Red:

Cl2 + 2 e− −→ 2 Cl−

Redox:

− I2 + 6 O2− + 5 Cl2 −→ 2 IO− 3 + 10 Cl

+

±0 Cl2

+5 −2 IO− 3

±0 I2

99K

+

| ·5 [beidseitig 12 H+ dazu]

− + I2 + 6 H2 O + 5 Cl2 −→ 2 IO− 3 + 10 Cl + 12 H

Aufgabe 7 +2 −2

OZ:

NO +

+1 +5 −2 HNO3

99K

+4 −2 N 2 O4

+

+1 −2 H2 O

Ox:

2 NO + 2 O2− −→ N2 O4 + 4 e−

Red:

2 HNO3 + 2 e− −→ N2 O4 + 2 H+ + 2 O2−

Redox:

2 NO + 2 O2− + 4 HNO3 −→ 3 N2 O4 + 4 H+ + 4 O2−

| ·2

2 NO + 4 HNO3 −→ 3 N2 O4 + 4 H+ + 2 O2−

[O2− „kürzen“]

[H+ und O2− zus.-fassen]

2 NO + 4 HNO3 −→ 3 N2 O4 + 2 H2 O Reaktionen, bei denen aus zwei unterschiedlichen Oxidationszahlen (Stickstoff: +2 und +5) eine mittlere Oxidationszahl (Stickstoff: +4) entsteht, nennt man Symproportionierung. Aus den Teilrektionen ist erkennbar, dass ein N2 O4 -Molekül durch eine Oxidation und zwei N2 O4 -Moleküle durch Reduktion entstanden sind. Der gegenteilige Fall heißt Disproportionierung. Dabei entstehen aus einer mittleren Oxidationszahl zwei extremere Oxidationszahlen. Im folgenden Beispiel oxidieren drei der vier H3 PO3 -Moleküle zu Phosphorsäure und eins reduziert zu Phosphorwasserstoff: +3

+5

−3

4 H3 PO3 −→ 3 H3 PO4 + PH3