Redoxreaktionen

03.04.2008 Versuchsprotokoll 4


4. Anorganisch-chemische Versuche
o 4.4 Redoxreaktionen
• 4.4.1 Reduktion von Mangan(VII) in schwefelsaurer Lsg.
• 4.4.2 Oxidation von Mangan(II) in salpetersaurer Lsg.
• 4.4.3 Oxidation von Chrom(III) in alkalischer Lsg.
• 4.4.4 Reduktion von Chrom(VI) in saurer Lsg.
• 4.4.5 Das Redoxpaar Fe2+/ Fe3+

Einführung

Redoxreaktionen werden von den Grundreaktionen der Anorganischen Chemie umfasst.
Statt Protonentransfer wie bei den Säure-Basen-Reaktionen handelt es sich hierbei aber um
Elektronenaustausch.
Die Redoxreaktion umfasst 2 Teilreaktionen und zwar die Oxidation sowie die Reduktion.
Oxidation bedeutet Elektronenabgabe, also wird die Substanz oxidiert.
Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme, also wird die Substanz reduziert.
Um eine komplette Redoxgleichung aufzustellen, stellt man zunächst die 2 Teilgleichungen auf.
Um die Teilgleichungen aufzustellen, benötigt man die Oxidationzahlen der jeweiligen Atome eines
Moleküls. Bei der Oxidationszahl handelt es sich um eine fiktive Größe, die jedoch nach bestimmten
Regeln festgelegt wird. Nach der Addition der 2 Teilgleichungen hat man seine komplette
Redoxreaktion, in der Ladungen, Elektronenaustausch und Anzahl der Moleküle ausgeglichen wurden.
Diese mathematische Aufstellung einer Redoxgleichung, sowie die theoretischen Grundlagen, werden
im Folgenden durch Versuche praktisch veranschaulicht und vertieft.

4.4.1 Experimentelle Durchführung

Chemikalien: 0,1 m KMnO4, 2 N H2SO4, konz. HCl, 3%ige H2O2- Lsg., H2C2O4, Na2SO3, FeSO4
Materialien: Reagenzgläser, Pipetten, Mikro-Spatel, Becherglas, Kochplatte, Reagenzglashalter
Es wird 1 ml der 0,1 m KMnO4- Lsg. mit 5 ml 2 N H2SO4 vermischt und durch schütteln
homogenisiert.
In 5 Reagenzgläser wird 1 ml dieser Mischung gegeben.
Dazu kommt in je ein Reagenzglas
(1) 1 Mikro-Ssp. H2C2O4
(2) 1 Mikro- Ssp. Na2SO3
(3) 1 ml 3%ige H2O2- Lsg
(4) 1 Mikro- Ssp. FeSO4
(5) ca. 1 ml konz. HCl
durch vorsichtiges Erwärmen, wird die Reaktion beschleunigt. Man füllt sich ein Becherglas halb voll
mit Wasser und erwärmt es auf einer Kochplatte.

4.4.1 Ergebnisse und Schlussfolgerung
Ausgangsfarbe des KMnO4 ist lila.
(1) Die lila Farbe wich um in eine klare Flüssigkeit.
Eine geringe Gasentwicklung(↑) war festzustellen, jedoch keine Geruchsentwicklung.

Redoxgleichung:
-
Reduktion: MnO4 + 8 H+ + 5 e- à Mn2+ + 4 H2O
Oxidation: H2C2O4 à 2 CO2 + 2 H+ + 2 e-

-
Gesamt: 2 MnO4 + 6 H+ + 5 H2C2O4 à 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2(↑)

E0 (Akzeptor) = 1,51 V
E0 (Donator) = 0,49 V


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(2) Die lila Farbe wich um in eine klare Flüssigkeit.
Weder Gas- noch Geruchsentwicklung.
Redoxgleichung:

Reduktion: MnO4- + 8 H+ + 5 e- à Mn2+ + 4 H2O
Oxidation: SO32- + H2O à SO42- + 2 e- + 2 H+

Gesamt: 2 MnO4- + 5 H2SO3 à 5 SO42- + 3 H2O + 4 H+

E0 (Akzeptor)= 1,51 V
E0 (Donator)= 0,90 V

(3) Die lila Farbe wich sehr schnell um in eine klare Lsg.
Eine starke Gasentwicklung war feststellbar, jedoch keine Geruchsbildung.
Redoxgleichung:

Reduktion: MnO4- + 8 H+ + 5 e- à Mn2+ + 4 H2O
Oxidation: H2O2 à O2 + 2 H+ + 2 e-

Gesamt: 2 MnO4- + 6 H+ +5 H2O2 à 2 Mn2+ + 5 O2 (↑)+ 8 H2O
E0 (Akzeptor)= 1,51 V
E0 (Donator)= 0,68 V

(4) Die lila Farbe verschwindet, die Lsg. wird klar.
Weder Gas- noch Geruchsbildung.
Redoxgleichung:

Reduktion: MnO4- + 8 H+ + 5 e- à Mn2+ + 4 H2O
Oxidation: Fe2+ à Fe3+ + e-

Gesamt: MnO4-+5 Fe2+ + 8 H+à Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
E0 (Akzeptor)= 1,51 V
E0 (Donator)= -0,77 V

(5) Die lila Farbe ändert sich in eine gelb-brauneFarbe,
Eine ölige Konsistens und Schlierenbildung in der Lsg. sind festzustellen.
Hinzu kamen eine starke Gasentwicklung und Geruchsentwichklung.
Es roch chlorig.
Redoxgleichung:

Reduktion: MnO4- + 8 H+ + 5 e- à Mn2+ + 4 H2O
Oxidation: 2 Cl- à Cl2 + 2 e-

Gesamt: 2 MnO4- + 10 Cl- +16 H+ à 2 Mn2+ + 5 Cl2 + 8 H2O
E0 (Akzeptor)= 1,51 V
E0 (Donator)= -1,36 V




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