Redoxreaktionen

[nobody]

Hilfe ich habe keine Ahnung von Redoxgleichungen!!
Für was brauche ich eigentlich die Oxidationszahlen?
z.B. Verbrennung von Methan
CH4 + O2 →
oder Permanganatlösung wird durch Eisen(II)Salzlösung entfärbt.
Permanganation wird in saurer Lösung reduziert zu Mangan(II)ion??

Bin kurz vor'm Verzweifeln!
Kerstin

[nobody]

Bei Redoxreaktionen ändern sich die Oxidationszahlen. Wird ein Stoff oxidiert, so erhöht sich seine Oxidationszahl (sie wird positiver, da Elektronen abgegeben werden). (Reduktion analog.)

Bei einer einfachen Verbrennung (z.B. von Methan) brauchst Du eigentlich gar keine Oxidationszahlen (wenn Du weist, dass ausschließlich Wasser und Kohlenstoffdioxid entstehen). Einfach Gleichung aufstellen:
CH4 + O2 --> CO2 + H2O
dann noch ausgleichen:
CH4 + 2O2 --> CO2 + 2H2O
fertig.

Das andere Beispiel:
das Eisen(II)-ion wird oxidiert zu Eisen(III):
Fe2+ --> Fe3+ + e-
das Permanganat-Ion wird reduziert:
MnO4- + 5e- + 8H3O+ --> Mn2+ + 12H2O


[This message has been edited by Moritz (edited 30-09-2000).]

[nobody]

Hallo Moritz
Aber woher weiß ich das aus Eisen(II) Eisen(III) wird??

[nobody]

Gegenfrage: Woher weißt Du, dass das Manganat(VII)-ion zum Mangan(II)-ion reduziert wird? (Im schwach sauren gehts nur bis zum Mangan(IV)-oxid, Braunstein.)

Da Eisen (gewöhnlich) nur in den Oxidationsstufen (OS) 0 (elementar), +2 und +3 vorkommt, es in OS +2 vorliegt und bekannt ist, dass es oxidiert wird, muss es zu Fe3+ reagieren.

[nobody]

Dass aus dem Permanganation Mangan(II)ion wird, weiß ich, weil das in der Angabe stand.
Warum kommt aber Fe nur als Fe2+ und Fe3+ vor?
Wie kommst du da drauf?
Heißt in saurer Lösung, dass grundsätzlich H3O im Spiel ist?

[buba]

F: Warum kommt Fe nur als Fe2+ und Fe3+ vor?
A: Fe besitzt die Elektronenkonfiguration von [Ar]3d64s2. Wenn es beide Elektronen des 4s-Orbitals abgibt, ist dies energetisch günstig, und Fe wird zu Fe2+. Es ist allerdings noch günstiger, wenn die 3d-Orbitale halbbesetzt sind, also ein weiteres Elektron vom 3d-Orbital abgegeben wird. Dann entsteht Fe3+.
Die Elektronenkonfiguration von Fe3+ ist somit [Ar]3d5.

Wenn ihr das noch nicht durchgenommen habt, musst du dir einfach die häufigsten Wertigkeiten der wichtigsten Metalle merken:
Ag+, Cu2+, Pb2+ und Pb4+, Cr3+, CrVIO42-, CrVI2O72-, Mn2+, MnIVO2, MnVIIO4-, Fe2+ und Fe3+, Co2+, Zn2+, ...

F: Heißt "in saurer Lösung" grundsätzlich, dass H3O+ im Spiel ist?
A: Ja. Die Oxoniumionen fungieren bei Säure-Base-Reaktionen als Protonendonatoren, bei Redoxreaktionen als Elektronenakzeptoren.

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buba
Moderator

[nobody]

Hallo Kerstin!

Wie Du weißt, befinden sich die Elektronen in Orbitalen, man spricht von "Besetzung" der Orbitale mit Elektronen.

Ein Atom ist besonders stabil, wenn Orbitale voll oder garnicht besetzt sind (z.B. Edelgase), oder halbbesetzt (dann haben alle Elektronenspins die gleiche Richtung, und das ist energetisch günstig (1.Hundsche Regel)).

Eisen(0) (8.Nebengruppe) hat das 4s-Orbital voll besetzt (mit 2 Elektronen) und das 3d-Orbital (da passsen maximal 10 Elektronen rein) mit 6 Elektronen besetzt.

Wenn man nun bedenkt, dass Ionen besonders stabil sind mit halbbesetzten, vollen oder leeren Orbitalen, dann sieht man sehr schnell, dass Eisen in der Oxidationsstufe +2 (beide 4s-Elektronen entfernt; zuerst werden bei der Ionisierung die s-Elektronen entfernt) und +3 (beide 4s-Elektronen entfernt und das 3d-Orbital halb voll) besonders stabil sind.

Natürlich kann man bei Eisen auch noch mehr Elektronen entfernen (es gibt auch Eisen(IV)-Verbindungen), aber weil Eisen(III) so stabil ist, benötigt man dafür zu viel Energie, sodass die Oxidationsstufe +IV bei Eisen selten ist.

Zusätzliche Stabilisierung erhält man noch durch die Möglichkeit der Bildung von Komplexen bei Eisen(II) und Eisen(III), weil für Komplexe (z.B. mit Wasser) eine Elektronenkonfiguration von 5 oder 6 d-Eletronen besonders günstig ist (das zu erklären würde jetzt wohl zu weit führen - das wird vielleicht im Chemie-Vordiplom gefragt)

Bei Mangan sind die Verhältnisse komplizierter. Aber Mangan(II) ist schon aus den oben angeführten Gründen stabil (d-Orbitale mit 5 Elektronen halb besetzt).
Mangan(IV) ist nur mit Sauerstoff-Verbindung stabil (Bindung mit zwei Sauerstoffen; Braunstein), weil Mangan sich offensichtlich sehr gerne mit Sauerstoff bindet (Sauerstoff schafft es, Mangan sogar bis zur Oxidationsstufe +7 zu oxidieren (Permanganat)), Gründe dafür könnten in der Größe der Ionen liegen.

Für die unterschiedliche Stabilität der Oxidationsstufen des Mangans in saurer oder basischer Lösung weiß ich leider im Moment auch keine Begründung, aber vielleicht fällt mir da noch was ein oder Moritz weiß was dazu.

Dirk

[buba]

Du warst wahrscheinlich am Tippen, als ich meinen Beitrag gesendet hab, Dirk.

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buba
Moderator

[nobody]

Originally posted by buba:
Du warst wahrscheinlich am Tippen, als ich meinen Beitrag gesendet hab, Dirk.


Yo! Aber zwei unabhängige Erklärungen sind wahrscheinlich auch nicht schlecht...

[buba]

Keineswegs, oder, Kerstin? ;)

[nobody]

Dirk: Für die unterschiedliche Stabilität der Oxidationsstufen des Mangans in saurer oder basischer Lösung weiß ich leider im Moment auch keine Begründung, aber vielleicht fällt mir da noch was ein oder Moritz weiß was dazu.

Die Manganoxide der verschiedenen Oxidationsstufen haben teilweise den Charakter von Säureanhydriden (Mangan(VII)), von Ampholyten (Mangan(IV)) und von basischen Anhydriden (Mangan(II)).
--> pH-Wert abhängige Stabilität der verschiedenen Oxidationsstufen. (Vgl. Holleman/Wiberg.)

Unabhängig davon ist das Mn2+-ion am stabilsten, da es keine Neigung zur Disproportionierung zeigt.

[This message has been edited by Moritz (edited 03-10-2000).]

[nobody]

Hallo ihr alle!

Vielen dank für eure vielen Antworten!
(Hätte ich echt nie gedacht!)
Ich glaub' jetzt hab' ich's so ziemlich verstanden!

Kerstin