3.5 Erstellen der Gleichungen für Redoxreaktionen in wässriger Lösung 57 Redoxreaktion von Alkaliund Erdalkalimetallen mit Wasser Die Reaktionen von Alkalimetallen mit Wasser sind sehr „spek ta kulär“(LV1). Sie verlaufen unter Bildung von alkalischen Lösungen und von Wasserstoff H2(g) – brennbares Gas in LV2 – ab. Bei der Aufstellung der Gleichung einer dieser Redoxreaktionen helfen die Regeln in B3. Beispiel: Reaktion von Natrium mit Wasser Natrium-Atome geben ihr Valenzelektron ab und gehen als einfach positiv geladene Natrium-Ionen in Lösung (1). Oxonium-Ionen aus der Autoprotolyse der Wasser-Moleküle (vgl. S. 37) werden unter Aufnahme von Elektronen zu Wasserstoffund Wasser-Molekülen umgebaut (2): Oxidation (Erhöhung der OZ): 0 I 2 Na(s) 2 Na+(aq) + 2 e– (1) Reduktion (Erniedrigung der OZ): I 0 2 H3O +(aq) + 2 e– H2(g) + 2 H2O(l) (2) Redoxreaktion (Änderung der OZ): 2 Na(s) + 2 H3O +(aq) H2(g) + 2 Na +(aq) + 2 H2O(l) (3) Die Hydroxid-Ionen aus der Autoprotolyse der Wasser-Moleküle sind dabei die Begleitionen und verursachen die basische Reaktion (vgl. S. 33). Auch die meisten Erdalkalimetalle wie Calcium, Strontium und Barium reagieren mit Wasser heftig. Redoxreaktion anderer Metalle mit Säure-Lösungen Dagegen lösen sich die Metalle, die wir als Werkstoffe nutzen, nicht merklich in Wasser, aber in Säure-Lösungen. Kommen solche Metalle mit Säure-Lösungen in Berührung, bemerkt man wieder eine rasche Wasserstoffentwicklung. Da die Konzentration an Oxonium-Ionen in sauren Lösungen mehrere Millionen mal größer als in Wasser ist, reagieren z.B. Eisen, Magnesium und Zink heftig mit verdünnter Salzsäure (V3, B2). Redoxreaktion von Metallsalz-Lösungen mit Säure-Lösungen Auch bei der Aufstellung der Redoxgleichung für die Reaktion in V4 helfen die Regeln aus B3: Bei Zugabe von wässriger Kaliumiodid-Lösung KI(aq) zu wässriger Kaliumpermanganat-Lösung KMnO4(aq), die mit verdünnter Schwefelsäure-Lösung H2SO4(aq) versetzt ist, verschwindet die violette Farbe der Kaliumpermanganat-Lösung. Durch Bildung von Iod I2(aq) tritt Braunfärbung auf (V4a): 1. Bestimmung des Reduktionsund des Oxidationsmittel mithilfe der Oxidationszahlen. 2. Formulierung der Teilgleichungen, in die die Redox reaktion theoretisch zerlegt werden kann. Die Änderung der Oxidationszahl zeigt die Anzahl der jeweils beteiligten Elektronen an. Zum Ausgleich der Ladungsbilanz werden in saurer Lösung OxoniumIonen und in ba si scher Lösung Hy droxid-Ionen eingesetzt. Der Ausgleich der Atombilanzen gelingt durch Einsetzen von Wasser-Molekülen. 3. Falls nötig, multipliziert man die Teil gleichungen mit entsprechenden Zah len so, dass die Anzahl der abgegebenen und die Anzahl der aufgenommenen Elektronen gleich ist. 4. Summieren der beiden Teilgleichungen. B3 Regeln zur Ermittlung der Gleichungen von Redoxreaktionen in wässriger Lösung VII II Reduktion: MnO4 –(aq) + 5 e– + 8 H3O +(aq) Mn2+(aq) + 12 H2O(l) / ·2 (1) –I 0 Oxidation: 2 I–(aq) I2(aq) + 2 e – / ·5 (2) Redoxreaktion: 2 MnO4 –(aq) + 10 I–(aq) + 16 H3O +(aq) 2 Mn2+(aq) + 5 I2(aq) + 24 H2O(l) (3) violett farblos farblos braun N u r zu P rü fz w e c k e n E ig e n tu m d e s C .C . B u c h n e r V e a g s