CHEMIE an der TU München

Karteikarten und Zusammenfassungen für CHEMIE an der TU München

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Redoxreaktionen

Oxidation und Reduktion können nur gekoppelt ablaufen
Elektronen, die für die Reduktion benötigt werden, werden bei der Oxidation erzeugt
Stoffe, die andere Stoffe oxidieren, sind Oxidationsmittel – ???
Stoffe, die andere Stoffe reduzieren sind Reduktionsmittel – ???

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Redoxreaktionen
Definitionen:
Oxidation:
Reduktion:

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Regeln zu Oxidationszahlen

Merkhilfen

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Regeln zu Oxidationszahlen
5. Die Summe der OZ in einem Molekül ergibt die Ladung des Moleküls
CO3 2-
O:
C:
Gesamtladung:

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Regeln zu Oxidationszahlen

4. Bei gleichen Bindungspartnern wird das Elektronenpaar zu gleichen Teilen zugeordnet.
Br2
Br:
Br:

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Regeln zu Oxidationszahlen

3. In kovalenten Verbindungen wird das Elektronenpaar dem elektronegativeren Partner zugeordnet
HCl
H:
Cl:

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2. In Ionenverbindungen (Salzen) ist die OZ identisch mit der Ladung
NaCl --> Na+ + Cl-
Na+:
Cl-:

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Regeln zu Oxidationszahlen:
1. OZ eines Atoms im elementaren Zustand ist 0
Na
Na:

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Beispiele Oxidationsstufen
HF
H:
F:

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Säuren und Basen
Beispiel:
Berechnen Sie

a) [H3O+], 

b) [OH-], 

c) pH, 

d) pOH einer Salzsäure, die 0,001 mol/l HClenthält.

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Säuren und Basen:
Jede Säure geht bei Protonenabgabe in die korrespondierende Base über, aus der durch Protonenaufnahme die korrespondierende Säure rückgebildet werden kann.

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Aufstellen von Redoxreaktionen

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CHEMIE

Redoxreaktionen

Oxidation und Reduktion können nur gekoppelt ablaufen
Elektronen, die für die Reduktion benötigt werden, werden bei der Oxidation erzeugt
Stoffe, die andere Stoffe oxidieren, sind Oxidationsmittel – ???
Stoffe, die andere Stoffe reduzieren sind Reduktionsmittel – ???

Oxidation und Reduktion können nur gekoppelt ablaufen
Elektronen, die für die Reduktion benötigt werden, werden bei der Oxidation erzeugt
Stoffe, die andere Stoffe oxidieren, sind Oxidationsmittel –
sie werden bei dieser Reaktion selbst reduziert
Stoffe, die andere Stoffe reduzieren sind Reduktionsmittel –
sie werden bei dieser Reaktion selbst oxidiert

CHEMIE

Redoxreaktionen
Definitionen:
Oxidation:
Reduktion:

Redoxreaktionen
Definitionen:
Oxidation: Erhöhung der Oxidationszahl eines Atoms (Abgabe von Elektronen)
Reduktion: Erniedrigung der Oxidationszahl eines Atoms (Aufnahme von Elektronen)

CHEMIE

Regeln zu Oxidationszahlen

Merkhilfen

a) Fluor hat immer die OZ -I
b) Sauerstoff hat meist die OZ –II
(Ausnahmen sind z.B. Peroxide –O-O-Bindung oder –O-F Bindungen–> OZ –I, 0)

c) Wasserstoff hat die OZ +I in Verbindungen mit Nichtmetallen
d) Wasserstoff hat die OZ -I in Verbindungen mit Metallen
LiH
Li: EN 1,0
| 1 Elektron –> 0 Elektronen –> OZ +I
H: EN 2,2 | 1 Elektron –> 2 Elektronen –> -I
e) Alkalimetalle haben die OZ +I
f) Erdalkalimetalle haben die OZ +II

CHEMIE

Regeln zu Oxidationszahlen
5. Die Summe der OZ in einem Molekül ergibt die Ladung des Moleküls
CO3 2-
O:
C:
Gesamtladung:

Regeln zu Oxidationszahlen
5. Die Summe der OZ in einem Molekül ergibt die Ladung des Moleküls
CO3 2-
O: 6 Elektronen –> 8 Elektronen –> OZ -II
C: 4 Elektronen –> 0 Elektronen –> OZ +IV
Gesamtladung: (1x +4) + 3x (-2) = -2
2 überschüssige Elektronen ergeben die zweifach negative Ladung des Carbonatanions

Weitere Merkhilfen:
a) Fluor hat immer die OZ -I
b) Sauerstoff hat meist die OZ –II
(Ausnahmen sind z.B. Peroxide –O-O-Bindung oder –O-F Bindungen–> OZ –I, 0)

CHEMIE

Regeln zu Oxidationszahlen

4. Bei gleichen Bindungspartnern wird das Elektronenpaar zu gleichen Teilen zugeordnet.
Br2
Br:
Br:

4. Bei gleichen Bindungspartnern wird das Elektronenpaar zu gleichen Teilen zugeordnet.
Br2
Br: EN = 3,0 | 7 Elektronen –> 7 Elektronen –> Oxidationsstufe 0
Br: EN = 3,0 | 7 Elektronen –> 7 Elektronen –> Oxidationsstufe

CHEMIE

Regeln zu Oxidationszahlen

3. In kovalenten Verbindungen wird das Elektronenpaar dem elektronegativeren Partner zugeordnet
HCl
H:
Cl:

Regeln zu Oxidationszahlen

3. In kovalenten Verbindungen wird das Elektronenpaar dem elektronegativeren Partner zugeordnet
HCl
H: EN = 2,2 | 1 Elektron –> 0 Elektronen –> Oxidationsstufe +I
Cl: EN = 3,2 | 7 Elektronen –> 7 Elektronen –> Oxidationsstufe -I

CHEMIE

2. In Ionenverbindungen (Salzen) ist die OZ identisch mit der Ladung
NaCl --> Na+ + Cl-
Na+:
Cl-:

2. In Ionenverbindungen (Salzen) ist die OZ identisch mit der Ladung
NaCl–> Na+ + Cl-
Na+: 1 Elektron –> 0 Elektronen –> Oxidationsstufe +I
Cl-: 7 Elektronen –> 8 Elektronen –> Oxidationsstufe -I

CHEMIE

Regeln zu Oxidationszahlen:
1. OZ eines Atoms im elementaren Zustand ist 0
Na
Na:

Regeln zu Oxidationszahlen:
1. OZ eines Atoms im elementaren Zustand ist 0
Na
Na: EN = 0,9 | 1 Elektron –> 1 Elektron –> Oxidationsstufe 0

CHEMIE

Beispiele Oxidationsstufen
HF
H:
F:

HF
H: EN = 2,2 | 1 Elektron –> 0 Elektronen –> Oxidationsstufe +I
F: EN = 4,1 | 7 Elektronen –> 8 Elektronen –> Oxidationsstufe -I

CHEMIE

Säuren und Basen
Beispiel:
Berechnen Sie

a) [H3O+], 

b) [OH-], 

c) pH, 

d) pOH einer Salzsäure, die 0,001 mol/l HClenthält.

HCl ist eine starkeSäure -> dissoziiert vollständig
a)[HCl] = 0,001 mol/l = [H3O+] = 10-3mol/l (Stöchiometrie: ein-protonige Säure)
c) pH = -log [H3O+] =

=  -log [(10-3mol/l) / (mol/l)] =

= -(-3) = 3
(um neutrale Einheiten zu erhalten muss im log noch durch mol/l geteilt werden)
d)pH + pOH =

= 14 -> pOH = 

= 14 –3 = 11
b) 11 = -log [OH-] -> [OH-] =

= 10-11mol/l

CHEMIE

Säuren und Basen:
Jede Säure geht bei Protonenabgabe in die korrespondierende Base über, aus der durch Protonenaufnahme die korrespondierende Säure rückgebildet werden kann.

Jede Säure geht bei Protonenabgabe in die korrespondierende Base über, aus der durch
Protonenaufnahme die korrespondierende Säure rückgebildet werden kann.
Kurz:

Säure –> Base + H+ 

H+ in Lsg. In wässriger Lösung nicht stabil
-> es bildet sich H3O+ (Oxonium-Kation)

CHEMIE

Aufstellen von Redoxreaktionen

1. Getrenntes Aufstellen der Gleichungen für die Oxidation bzw. Reduktion
2. Bestimmung der Oxidationszahl der Edukte und Produkte
3. Bestimmung der Anzahl an übertragenen Elektronen
4. Ladungsausgleich durch Hinzufügen von H3O+ / OH- -je nach pH-Wert der Umgebung
5. Stoffausgleich von O / H durch Hinzufügen von H2O
4a/5a. Bei wasserfreien Oxidreaktionen: Stoff-und Ladungsausgleich durch Hinzufügen von O2-
6. Multiplikation der Teilgleichungen auf die kleinste gemeinsame Elektronenzahl
7. Aufstellen der Gesamtgleichung und streichen überflüssiger Reaktanden
8. (Ausgleich der Ladungen durch Hinzunahme der an der Reaktion unbeteiligten Gegenionen)

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