Chemie kompakt für Dummies by John T. Moore

Autor:John T. Moore [Moore, John T.]
Die sprache: deu
Format: epub
Herausgeber: Wiley
veröffentlicht: 2015-06-22T22:00:00+00:00

Das Abwägen von Redox-Gleichungen

Redox-Gleichungen sind oft so komplex, dass die bekannte Methode (das Herumspielen mit den Koeffizienten), um die chemischen Gleichungen auszubalancieren, nicht so gut funktioniert (zu deren Erläuterung siehe Kapitel 7). Also haben Chemiker zwei verschiedene Methoden dafür entwickelt, Redox-Gleichungen auszubalancieren. Eine Methode wird die Oxidationszahlenmethode genannt. Sie basiert auf den Änderungen in den Oxidationszahlen, die während der Reaktion vorkommen. Ich persönlich denke nicht, dass diese Methode annähernd so gut funktioniert wie die zweite Methode, die Ionenelektronen-(Halbreaktions-)Methode, weil die genaue Änderung der Oxidationszahl manchmal schwierig zu bestimmen ist. Also stelle ich Ihnen lieber die zweite Methode vor.

Nun ein Überblick über die Ionenelektronenmethode: Die unausgewogene Redox-Gleichung wird in die Ionen-Gleichung umgewandelt und dann in zwei Halb-Reaktionen – Oxidation und Reduktion – aufgeteilt. Jede dieser halben Reaktionen wird gesondert ausbalanciert und dann verbunden, um die ausgewogene Ionen-Gleichung zu erhalten. Zuletzt werden die Zuschauer-Ionen in die ausgewogene Ionen-Gleichung eingesetzt und wandeln damit die Reaktion wieder in die molekulare Form um. (Eine schöne Schlagwort-Orgie, nicht wahr? Zur Erläuterung von molekularen, Ionen- und Netto-Ionen-Gleichungen siehe Kapitel 7.) Es ist wichtig, die Schritte genau und in der Reihenfolge auszuführen, wie sie aufgelistet sind. Sonst kann es sein, dass Sie beim Ausbalancieren von Redox-Gleichungen nicht besonders erfolgreich sind.

Wie wär’ es jetzt mit einem kleinen Beispiel? Ich habe vor, Ihnen zu zeigen, wie diese Redox-Gleichung mit der Ionenelektronenmethode abzuwägen ist:

Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l)

Führen Sie folgende Schritte aus:

1. Wandeln Sie die unausgeglichene Redox-Reaktion in die Ionenform um.

In dieser Reaktion sehen Sie die Salpetersäure in der Ionenform, weil es eine starke Säure ist (zur Diskussion von starken Säuren siehe Kapitel 10). Kupfer(II)nitrat ist löslich (angezeigt durch (aq)), sodass es in seiner Ionenform dasteht (siehe Kapitel 7). Weil NO(g) und Wasser molekulare Verbindungen sind, bleiben sie in der molekularen Form:

Cu(s) + H+ + NO3– → Cu2+ + 2 NO3– + NO(g) + H2O(l)

2. Falls notwendig, ordnen Sie Oxidationszahlen zu und schreiben dann zwei halbe Reaktionen (Oxidation und Reduktion) auf, indem Sie die chemischen Substanzen anzeigen, die ihre Oxidationszahl geändert haben.

Manchmal ist es leicht, zu sagen, was oxidiert und reduziert wurde, aber in anderen Fällen ist es nicht so einfach. Beginnen Sie, indem Sie die Beispielreaktion durchgehen und die Oxidationszahlen zuordnen. Sie können dann die chemischen Substanzen verwenden, die ihre Oxidationszahlen geändert haben, um die unausgewogenen Halbreaktionen niederzuschreiben:

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