Aufstellen von Redoxgleichungen – Einführung

Guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um das Aufstellen von Redoxgleichungen. Der Film gehört zur Reihe „Oxidation und Reduktion“. Als Vorkenntnisse solltest Du solides Wissen über Redoxreaktionen mitbringen. Dir sind die Begriffe „Redoxpaar“ und „Oxidationsstufen“ bekannt. Mein Ziel ist es, Dich zum Aufstellen von Redoxgleichungen zu befähigen. Das Video ist dreigeteilt. Im ersten Teil möchte ich euch mit dem Problem bekannt machen. Im zweiten Teil werde ich euch die Vorgehensweise erläutern. Und im dritten Teil möchte ich euch an drei Beispielen zeigen, wie Redoxgleichungen aufgestellt werden. Das Problem: Das Aufstellen von Redoxgleichungen kann mitunter Probleme bereiten. Als Beispiel einer Redoxreaktion nehmen wir die Reaktion von Eisen mit Salzsäure. Wenn wir nur die Wortgleichung können, so müssen wir aus den Wörtern die entsprechenden Edukte in Form von Formeln formulieren. Auch die Produkte müssen in Formelschreibweise dargestellt werden. Bedingung für eine korrekte Reaktionsgleichung, ist Ladungsgleichheit auf beiden Seiten. Daher muss hier die Zahl der HCl Moleküle verdoppelt werden. Durch diesen einfachen Kniff ist die Reaktionsgleichung nun ausgeglichen und korrekt. Ziel ist stets die Auffindung geeigneter Koeffizienten, um die Redoxgleichung korrekt zu gestalten. Vorgehensweise: Schritt A: Edukte und Produkte werden in Formeln dargestellt und die entsprechenden Oxidationszahlen an die Elemente angeschrieben. Schritt B: Durch die Differenzen der Oxidationszahlen, ergeben sich entsprechende Teilreaktionen. Oxidation, Elektronenabgabe und Reduktion, Elektronenaufnahme. Die Zahl aufgenommener Elektronen muss gleich die Zahl abgegebener Elektronen sein. Um dies zu erreichen, müssen mitunter Faktoren von beiden Teilreaktionen eingeführt werden. Schritt C: Die Teilreaktionen werden bilanziert, das bedeutet, man addiert sie. Die Elektronen auf beiden Seiten heben sich auf und man gelangt zur gesamten Redoxreaktion. Schritt D: Mitunter ist es notwendig, weitere Bestandteile in die Redoxreaktion einzufügen, um einen Ladungsausgleich, bzw. eine korrekte Bilanzierung auf beiden Seiten der Gleichung zu erhalten. Erst dann ergibt sich die vollständige Reaktionsgleichung. Beispiele: Beispiel eins: Magnesium reagiert mit Bromwasserstoffsäure zu Magnesiumbromid und Wasserstoff. Schritt A: Hier sind Edukte und Produkte in Formeln anzugeben und die entsprechenden Oxidationsstufen zu notieren. Mg und HBr sind die Edukte. MgBr₂ und H₂ die Produkte. Die Oxidationsstufen sind: Mg null. H plus eins. Br minus eins. Mg plus zwei. Br minus eins. H null. Schritt B: Hier werden aus den Veränderungen der Oxidationszahlen die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion abgeleitet und gegebenenfalls mit bestimmten Faktoren versehen. Magnesium erfährt eine Veränderung der Oxidationszahl von null bis plus zwei. Also müssen zwei Elektronen abgegeben werden. Mg reagiert zu Mg₂+ plus zwei Elektronen. Das ist eine Oxidation. Wasserstoff erfährt eine Veränderung der Oxidationszahlen von plus eins bis null. Also muss ein Elektron aufgenommen werden. Damit Elektronengleichheit mit den abgegebenen Elektronen des Magnesiums besteht, müssen wir beide Seiten der Gleichung mit zwei multiplizieren. Also zwei H+ plus zwei Elektronen reagieren zu H₂. Elektronenaufnahme bedeutet Reduktion. Somit konnten wir beide Teilreaktionen durch Kenntnis der Veränderungen der Oxidationsstufen herleiten. Schritt C: Nun entwickeln wir aus den Teilreaktionen die gesamte Redoxreaktion. Wir addieren beide Teilgleichungen wie in der Algebra. Die Elektronen links und rechts heben sich auf und wir schreiben sie nicht mehr auf. Somit ergibt sich als gesamte Redoxreaktion Mg plus zwei H+ reagieren zu Mg₂+ plus H₂. Die Redoxreaktion gestattet uns jetzt, den letzten Schritt zu vollziehen. Schritt D: Wir fügen nun weitere Bestandteile ein, um Ladungs-, beziehungsweise Stoffaustausch zu vollziehen. In unserem Fall sind das die Bromid-Ionen Br-. Wir erhalten somit Mg plus zwei HBr reagieren zu MgBr₂ plus H₂. Und damit halten wir die vollständige Reaktionsgleichung in Händen. Beispiel zwei: Kaliumbromid reagiert mit Chlor zu Kaliumchlorid und Brom. Schritt A: Wir geben die Formeln der Edukte und Produkte an und notieren die Oxidationsstufen an den Atomen. KBr und Cl₂ sind die Edukte. KCl und Br₂ sind die Produkte. Die Oxidationsstufen, von links nach rechts, sind: Kalium plus eins. Brom minus eins. Chlor null. Kalium plus ein. Chlor minus eins. Brom null. Schritt B: Wir formulieren die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion aus den Differenzen der Oxidationsstufen. Bei Brom ändert sich die Oxidationsstufe von minus eins zu null. Da wir rechts zwei Bromteilchen haben, müssen wir schreiben zwei Br- reagieren zu Br₂ plus zwei Elektronen. Elektronenabgabe bedeutet Oxidation. Beim Chlor ändert sich die Oxidationszahl von null zu minus eins. Da wir zwei Chloratome in Cl₂ haben, müssen wir schreiben Cl₂ plus zwei Elektronen reagieren zu zwei Cl-. Elektronenaufnahme bedeutet Reduktion. Korrekturfaktoren sind nicht vonnöten, da die Zahl abgegebener gleich die Zahl aufgenommener Elektronen ist. Beide Teilreaktionen wurden damit formuliert. Schritt C: Wir haben nun aus den Teilreaktionen die gesamte Redoxreaktion zu erstellen. Das geschieht durch einfache Addition beider Gleichungen. Die Elektronen links und rechts heben sich auf. Somit haben wir aus den Teilreaktionen die gesamte Redoxreaktion abgeleitet. Schritt D: Aus der gesamten Redoxreaktion ist nun die vollständige Reaktionsgleichung zu entwickeln. Gegebenenfalls unter Einfügung weiterer Bestandteile, um Ladung-, beziehungsweise Stoffausgleich zu erzielen. Weitere Bestandteile, die nicht an der Redoxreaktion beteiligt sind, sind hier die Kalium-Ionen. Wir berücksichtigen sie und erhalten abschließend zwei KBr plus Cl₂ reagieren zu Br2 plus zwei KCl. Damit haben wir die vollständige Reaktionsgleichung in Händen. Beispiel drei: Eisen drei-chlorid und Kaliumiodid reagieren zu Eisen zwei-chlorid und Iod. Schritt A: Wir haben Edukte und Produkte in Formeln aufzuschreiben und die Oxidationsstufen an den einzelnen Atomen zu notieren. FeCl₃ und KI sind die Edukte. FeCl₂ und I₂ sind die Produkte. Die Oxidationsstufen von links nach rechts lauten: Eisen plus drei. Chlor minus eins. Kalium plus eins. Iod minus eins. Eisen plus zwei. Chlor minus eins. Und Iod null. Schritt B: Aus den Veränderungen der Oxidationsstufen leiten wir die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion ab. Gegebenenfalls müssen Faktoren eingefügt werden, damit die Zahl aufgenommener gleich die Zahl abgegebener Elektronen ist. Die Oxidationszahl des Iodes ändert sich von minus eins zu null. Da wir rechts zwei untrennbare Iod-Atome haben, müssen wir schreiben zwei Iod minus reagieren zu Iod zwei plus zwei Elektronen. Elektronenabgabe bedeutet Oxidation. Die Oxidationszahl des Eisens ändert sich von plus drei zu plus zwei. Das bedeutet, ein Elektron wird aufgenommen. Folglich ergibt sich Fe₃+ plus ein Elektron reagieren zu Fe₂+. Die Zahl abgegebener und aufgenommener Elektronen muss gleich sein. Wir multiplizieren daher diese Gleichung mit dem Faktor zwei. Elektronenaufnahme heißt Reduktion. Somit haben wir beide Teilreaktionen zur Verfügung. Schritt C: Wir haben nun aus den Teilreaktionen die gesamte Redoxreaktion herzuleiten. Das geschieht durch einfache Addition beider Teilreaktionen. Die übertragenen Elektronen heben sich auf. Wir erhalten zwei Fe₃+ plus zwei I- reagieren zu zwei Fe₂+ plus I₂. Damit halten wir die gesamte Redoxreaktion in Händen. Schritt D: Als weitere Bestandteile sind hier Kalium-Ionen und, an der Redoxreaktion nicht beteiligte Chlorid-Ionen, einzufügen. Wir erhalten zwei FeCl₃ plus zwei KI reagieren zu I₂ plus zwei FeCl₂ plus zwei KCl. Die an der Redoxreaktion nicht beteiligten Bestandteile, die aber für Ladungsgleichheit und für Stoffbilanz nötig sind, habe ich grün markiert. Somit haben wir die vollständige Reaktionsgleichung erstellt. Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute und auf Wiedersehen.