Redoxreaktionen

Historischer Redoxbegriff

Früher ver­stand man unter einer Oxi­da­ti­on gene­rell eine Reak­ti­on mit Sauer­stoff, wie z.B. das Ver­bren­nen von Magne­si­um an der Luft oder im rei­nen Sauer­stoff. Es kommt zu einem grel­len Leuch­ten ent­steht das wei­ße Magne­si­um­oxid.

$$ ce{Mg(s) + O2(g) -> MgO(s)}$$

Früher ver­stand man unter einer Reduk­ti­on immer das Ent­fer­nen von Sauer­stoff aus einer Ver­bin­dung. So wird z.B. beim Erhit­zen von Quecksilber(II)-oxid Sauer­stoff frei.

$$ ce{ 2 HgO(s) -> 2 Hg(s) + O2(g) } $$

Heutiger Redoxbegriff

Wird z.B. in einem Stand­zy­lin­der Brom­gas gefüllt, also kein Sauer­stoff vor­han­den ist, und wird dann ein bren­nen­der Magne­si­um­span hin­ein­ge­bracht, kommt es eben­falls zu einem hel­len Leuch­ten und es ent­steht wei­ter­hin ein farb­lo­ses Pul­ver, das gut in Was­ser lös­lich ist.

Die­ses Pul­ver ist Magne­si­um­bro­mid.

$$ ce{Mg (s) + Br_2 (g) -> MgBr_2 (s) } $$

Oxi­da­tio­nen und Reduk­tio­nen fin­den also auch gänz­lich ohne Sauer­stoff statt und wer­den jetzt auf der Grund­la­ge von Elek­tro­nen­be­we­gun­gen defi­niert.

Oxi­da­ti­on: Abga­be von Elek­tro­nen

Reduk­ti­on: Auf­nah­me von Elek­tro­nen

Redo­xre­ak­ti­on (Reduk­ti­ons-Oxi­da­ti­ons-Reak­ti­on): Reak­ti­on mit Elek­tro­nen­über­gän­gen

Oxi­da­ti­ons­mit­tel: Teil­chen, die als Elek­tro­nen­ak­zep­tor wir­ken, weil sie den Reak­ti­ons­part­ner oxi­die­ren. Es selbst wird redu­ziert,

Reduk­ti­ons­mit­tel: Teil­chen, die als Elek­tro­nen­do­n­a­tor wir­ken, weil sie den Reak­ti­ons­part­ner redu­zie­ren. Es wird oxi­diert.

Betrach­ten wir unser Bei­spiel mit dem Magne­si­um. Magne­si­um­ato­me reagie­ren mit Sauer­stoff­mo­le­kü­len zu Magne­si­um­oxid, das aus Magne­si­um­io­nen und Oxidio­nen besteht.
Die Magne­si­um­ato­me geben jeweils zwei Elek­tro­nen ab.

$$ ce{
overset{0}{Mg} + overset{0}{O}_2 -> overset{+II}{Mg}^{2+} + overset{-II}{O}^{2-}
}$$

Auch bei der Reak­ti­on mit Brom fin­det eine Redo­xre­ak­ti­on statt. Magne­si­um­ato­me geben jeweils zwei Elek­tro­nen ab, wer­den also oxi­diert. Bei den Brom­mo­le­kü­len nimmt jeweils ein Elek­tron auf­ge­nom­men und es ent­ste­hen Bro­m­idio­nen. Brom wird redu­ziert.

$$ ce{
overset{0}{Mg} + overset{0}{Br}_2 -> overset{+II}{Mg}^{2+} + 2 overset{-I}{Br^-}}$$

Oxidationszahlen

Bei den oben gezeig­ten Reak­ti­ons­glei­chun­gen wur­den bei den Teil­chen Zah­len ange­ge­ben, die als Oxi­da­ti­ons­zah­len bezeich­net wer­den.

Oxi­da­ti­ons­zah­len sind gedach­te Ladun­gen, wenn man davon aus­geht, dass eine Ver­bin­dung aus Ato­mio­nen besteht.

Wenn sich die Oxi­da­ti­ons­zah­len von den Eduk­ten zu den Pro­duk­ten nicht ändern, liegt auch kei­ne Redo­xre­ak­ti­on vor. Wird die Oxi­da­ti­ons­zahl posi­ti­ver, han­delt es sich um eine Oxi­da­ti­on und wenn die Oxi­da­ti­ons­zahl nega­ti­ver wird um eine Reduk­ti­on.

In den nächs­ten Kapi­teln wer­den wir ler­nen, wie Oxi­da­ti­ons­zah­len bestimmt wer­den. Mit dem Begriff der Oxi­da­ti­ons­zahl wird der bekann­te Begriff von der Wer­tig­keit erwei­tert. Die Wer­tig­keit gibt an, wie­vie­le ein­wer­ti­ge Ato­me (z.B. H+ oder Cl-) an ein Ele­ment gebun­den wer­den kön­nen. So ist Magne­si­um zwei­wer­tig, denn es wird MgCl2 gebil­det.

Wie ist das mit der gedach­ten Ladung gemeint?

Schau­en wir uns die Reak­ti­ons­glei­chung für die Bil­dung von Was­ser aus den Ele­men­ten an.

$$ ce{ 2 H2 + O2 -> 2 H2O} $$

Alle betei­lig­ten Teil­chen sind Mole­kü­le, wes­halb kei­ne for­ma­len (gan­zen) Ladun­gen vor­lie­gen kön­nen. Daher gehen wir z.B. beim Was­ser davon aus, dass es aus den Ato­mio­nen Was­ser­stof­fio­nen H+ und Oxidio­nen O2- besteht.

Bestimmung der Oxidationszahlen mit den Lewis-Formeln

Wie der name schon sagt, geht man bei die­ser Metho­de von der Lewis-For­mel aus, also der Struk­tur­for­mel mit allen bin­den­den und nicht­bin­den­den Elek­tro­nen­paa­ren. Für ein Elek­tro­nen­paar kann hier selbst­ver­ständ­lich auch ein Strich benutzt wer­den.

Als nächs­tes benö­ti­gen wir eine beson­ders simp­le For­mel:

$$OZ = VZ - EZ$$

Hier­bei ist OZ die Oxi­da­ti­ons­zahl, VZ die Valenz­elek­tro­nen­zahl (Außen­elek­tro­nen) und EZ die zuge­ord­ne­te Elek­tro­nen­zahl. Sehen wir uns das am Bei­spiel Was­ser an. Zunächst zeich­nen wir die kor­rek­te Lewis­for­mel. Sauer­stoff ist in der VI. Haupt­grup­pe, ver­fügt dem­nach über sechs Außen­elek­tro­nen. Zwei Elek­tro­nen wer­den für die Atom­bin­dun­gen zu den bei­den Was­ser­stoff­ato­men benö­tigt. Es ver­blei­ben freie Elek­tro­nen, also zwei freie Elek­tro­nen­paa­re.

Lewis-For­mel von Was­ser mit Zuord­nun­gen der Elek­tro­nen­paa­re.

Jetzt gehen wir nach einem Prin­zip vor, das ich immer das ABBA-Prin­zip nen­ne: The Win­ner Takes It All, also der Gewin­ner kriegt alles. Gemeint ist hier­bei, dass das Bin­dungs­atom mit der höchs­ten Elek­tro­ne­ga­ti­vi­tät (EN) das kom­plet­te Elek­tro­nen­paar zuge­spro­chen bekommt. Dem­nach zeich­nen wir die Halb­krei­se ein.

$$
begin{align*}
EN(H) & = 2,1
EN(O) & = 3,5
end{align*}
$$
Wie leicht zu sehen ist, besitzt Sauer­stoff eine höhe­re Elek­tro­ne­ga­ti­vi­tät als Was­ser­stoff. Damit bekommt Sauer­stoff die bei­den bin­den­den Elek­tro­nen­paa­re zum Was­ser­stoff zuge­schla­gen. Die zuge­ord­ne­te Elek­tro­nen­zahl für Sauer­stoff ist 8 (4 Elek­tro­nen­paa­re inner­halb der Halb­krei­se) und für Was­ser­stoff ist EZ=0.
Mit den Valen­zel­elek­tro­nen­zah­len von Sauer­stoff und Was­ser­stoff, näm­lich 6 und 1, kön­nen wir die Oxi­da­ti­ons­zah­len berech­nen. Die­se geben wir, mit Aus­nah­me der Null, in römi­schen Zif­fern an.

$$
begin{align*}
OZ &= VZ - EZ
OZ(O) &= 6 - 8 = -II
OZ(H) &= 1 - 0 = +I
end{align*}
$$

Die Oxi­da­ti­ons­zah­len wer­den über die jewei­li­gen Ato­me notiert.

Jetzt wol­len wir uns mit Alko­hol beschäf­ti­gen, genau­er gesagt mit Etha­nol. Hier taucht das Ele­ment Koh­len­stoff auf mit EN(C)=2,5. Damit erge­ben sich die fol­gen­den Elek­tro­nen­zu­ord­nun­gen, denn Koh­len­stoff gewinnt gegen Was­ser­stoff und Sauer­stoff gegen Koh­len­stoff und Was­ser­stoff. Zwi­schen den bei­den Koh­len­stoff­ato­men wer­den die bei­den Elek­tro­nen auf­ge­teilt, da hier selbst­ver­ständ­lich die Elek­tro­ne­ga­ti­vi­tä­ten gleich sind. Koh­len­stoff steht in der IV. Haupt­grup­pe, ver­fügt dem­nach über vier Valenz­elek­tro­nen. Für alle Was­ser­stoff­ato­me erge­ben sich die glei­chen Ord­nungs­zah­len. Für die bei­den Koh­len­stoff­ato­me müs­sen die Oxi­da­ti­ons­zah­len berech­net wer­den.

Lewis-Formel von Ethanol mit Zuordnungen der Elektronenpaare.

Lewis-For­mel von Etha­nol mit Zuord­nun­gen der Elek­tro­nen­paa­re.

Für alle Was­ser­stoff­ato­me erge­ben sich die glei­chen Ord­nungs­zah­len. Für die bei­den Koh­len­stoff­ato­me müs­sen die Oxi­da­ti­ons­zah­len berech­net wer­den.
$$
begin{align*}
OZ &= VZ - EZ
OZ(O) &= 6 - 8 = -II
OZ(H) &= 1 - 0 = +I
OZ(C_1) &= 4 - 5 = -I
OZ(C_2) &= 4 - 7 = -III
end{align*}
$$
Die Oxi­da­ti­ons­zah­len schrei­ben wir über die betref­fen­den Ato­me.

Bestimmung der Oxidationszahlen nach den Regeln

Die Regeln für das Auf­stel­len der Oxi­da­ti­ons­zah­len lau­ten wie folgt:

  1. Die Sum­me der Oxi­da­ti­ons­zah­len aller Ato­me Ver­bin­dung ist so groß wie die Ladung der Ver­bin­dung.
  2. Ele­men­te in ihrer sta­bi­len Form bekom­men die Oxi­da­ti­ons­zahl 0 . Hier ist die BrINCl­HOF-Regel zu beach­ten, gemäß der die Ele­men­te Brom, Iod, Stick­stoff, Chlor, Was­ser­stoff, Sauer­stoff und Flu­or sta­bi­le zwei­ato­mi­ge Mole­kü­le bil­den.
    $$
    ce{ overset{0}{Mg} quad overset{0}{Hg} quad overset{0}{H_2} quad overset{0}{F_2} quad overset{0}{He} }
    $$
  3. Bei ein­a­to­mi­gen Ionen ent­spricht die Oxi­da­ti­ons­zahl der Ladung:
    $$
    ce{ overset{I}{Na^+}quad overset{II}{Cu^{2+}} quad overset{III}{Al^{3+}} quad overset{-I}{Cl^-} }
    $$
  4. Bei mehr­a­to­mi­gen Ionen ent­spricht die Sum­me der Oxi­da­ti­ons­zah­len der Ladung:
    $$
    ce{ overset{IV}{S}overset{-II}{O_3^{2-}} quad overset{VI}{S} overset{-II}{O_4^{2-}} quad overset{V}{P}overset{-II}{O_4^{3-}} }
    $$
  5. In Ver­bin­dun­gen hat Flu­or die Oxi­da­ti­ons­zahl -I (es hat die höchs­te Elek­tro­ne­ga­ti­vi­tät im Peri­oden­sys­tem):
    $$
    ce{ Naoverset{-I}{F} quad Aloverset{-I}{F_3} quad Hoverset{-I}{F} quad Caoverset{-I}{F_2} }
    $$
  6. In Ver­bin­dun­gen hat Was­ser­stoff die Oxi­da­ti­ons­zahl +I, außer in Metall­hy­driden (Ver­bin­dun­gen von Metal­len mit Was­ser­stoff) -I:
    $$
    ce{ overset{+I}{H_2}O quad overset{+I}{H}F quad Naoverset{-I}{H} quad Caoverset{-I}{H_2} }
    $$
  7. In Ver­bin­dun­gen hat Sauer­stoff die Oxi­da­ti­ons­zahl -II, außer in Per­oxi­den (Ver­bin­dung O mit O, z.B. Was­ser­stoff­per­oxid) -I:
    $$
    ce{ H_2overset{-II}{O} quad CaCoverset{-II}{O_3} quad Mgoverset{-II}{O} quad H_2overset{-I}{O_2} }
    $$

Redoxreaktionen in fester Phase

Versuch: Reaktion vom Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff

Auf­bau

Durch­füh­rung

In einem Reagenz­glas, das annä­hernd senk­recht ein­ge­spannt wor­den ist, wird ein Gemisch aus schwar­zem Kup­fer­oxid und Koh­len­stoff erhitzt, bis das Gemisch zu glü­hen anfängt.

Beob­ach­tung

Das Gemisch brennt selb­stän­dig durch. Im Gemisch sind röt­li­che Spu­ren erkenn­bar.

Deu­tung
Es ent­steht metal­li­sches Kup­fer in einer exo­ther­men Redo­xre­ak­ti­on.

Berech­nen Sie, wel­che Mas­se an Koh­len­stoff für die Reak­ti­on von 2,0g Kup­fer­oxid benö­tigt wird.

$$
begin{align*}
frac{n(CuO)}{n(C)} &= frac{2}{1} 
n(C) &= frac{n(CuO)}{2}
&= frac{m(CuO)}{M(CuO) cdot 2 }
& = frac{2g}{79,5g/mol cdot 2}
& = 0,01257mol m(C)
&= n(C) cdot M(C)
&= 0,01257mol cdot 12g/mol
&= underline{0,151g}
end{align*}
$$

Versuch: Reaktion vom Kupfer(II)-oxid mit Eisen

Auf­bau

Durch­füh­rung

In einem Reagenz­glas, das annä­hernd senk­recht ein­ge­spannt wor­den ist, wird ein Gemisch aus schwar­zem Kup­fer­oxid und Eisen­pul­ver erhitzt, bis das Gemisch zu glü­hen anfängt.

Beob­ach­tung

Das Gemisch brennt selb­stän­dig durch. Im Gemisch sind röt­li­che Spu­ren erkenn­bar.

Deu­tung

Es ent­steht metal­li­sches Kup­fer in einer exo­ther­men Redo­xre­ak­ti­on.

$$
ce{Fe (s) + CuO (s) -> FeO (s) + Cu (s) }
$$

Teil­glei­chun­gen für die Oxi­da­ti­on und die Reduk­ti­on unter Anga­be der rele­van­ten Oxi­da­ti­ons­zah­len:

$$
begin{align*}
text{Ox:} & quad ce{ overset{0}{Fe} -> overset{+II}{Fe}^{2+} + 2 e- }
text{Red:} & quad ce{ overset{II}{Cu}^{2+} + 2e- -> overset{0}{Cu} }
text{Redox:} & quad ce{Fe + Cu^{2+} -> Fe^{2+} + Cu}
end{align*}
$$

Berech­nen Sie, wel­che Mas­se Eisen ein­ge­setzt wer­den muss, damit 1 g Kup­fer­oxid stö­chio­me­trisch umge­setzt wird.

$$
begin{align*}
frac{n(Fe)}{n(CuO} &= frac{1}{1}
n(Fe) &= n(CuO)
n(CuO) &= frac{m(CuO}{M(CuO}
&= frac{m(CuO)}{M(CuO)}
&= frac{1g}{79,5g/mol}
&= 0,01258mol
n(Fe) &= 0,01258mol
m(Fe) &= n(Fe) cdot M(Fe)
&= 0,01258mol cdot 56g/mol
&= underline{0,7045g}
end{align*}
$$

Aluminothermie

Die­ses Ver­fah­ren, das auch als Ther­mit­ver­fah­ren bekannt ist, wur­de von Hans Gold­schmidt 1895 zum Patent ange­mel­det. Hier­bei wird die star­ke Reak­ti­vi­tät des Alu­mi­ni­ums gegen­über Sauer­stoff genutzt, Eisen­oxid wird zu Eisen redu­ziert. Letz­te­res ergibt sich aus der Redo­xrei­he der Metal­le. Die Reak­ti­on ist stark exo­therm und es ent­ste­hen Tem­pe­ra­tu­ren um 2000°C.

Das Ther­mit­ver­fah­ren wird im Gleis­bau genutzt. Die bei­den Schie­ne­nen­den wer­den mit dem ent­ste­hen­den flüs­si­gen Eisen ver­schweißt.

Auf der Grund­la­ge des Ther­mit­ver­fah­rens wur­den in den 1930er Jah­ren Brand­bom­ben (Elek­tron-Ther­mit-Stab­brand­bom­ben) in Groß­bri­tan­ni­en und Deutsch­land ent­wi­ckelt, die von bei­den Sei­ten im 2. Welt­krieg ein­ge­setzt wor­den sind. In Dres­den kamen wäh­rend eines Angriffs allein 650 Tau­send der­ar­ti­ger Brand­bom­ben zum Ein­satz.

Wir kön­nen hier­zu einen Ver­such durch­füh­ren:

Versuch: Reaktion von Aluminium mit Eisenoxid

Auf­bau

Durch­füh­rung

Ein Ther­mit­ge­misch aus 20 g Eisen(III)-oxid und 7 g Alu­mi­ni­um wird her­ge­stellt.

Der Was­ser­ab­lauf eines ein­ge­spann­ten Blu­men­topfs wird mit einer Alu­mi­ni­um­fo­lie ver­schlos­sen und dar­auf ein Papp­rohr mit einem Durch­mes­ser von 1 bis 2 cm gestellt. Der Blu­men­topf wird um das Papp­rohr her­um mit Sand gefüllt.

Das Ther­mit­ge­misch wird in die Papp­röh­re gege­ben. Unter den Blu­men­topf wird ein feu­er­fes­tes Gefäß mit Sand gestellt.

Das Ther­mit­ge­misch wird mit einer bren­nen­den Wun­der­ker­ze gezün­det.

Beob­ach­tung

Aus der Öff­nung des Blu­men­top­fes tropft flüs­si­ges Metall.

Deu­tung
$$
ce{Fe2O3 + 2 Al -> 2 Fe + Al2O3}
$$
Es fin­det eine Redo­xre­ak­ti­on statt. Eisen(III)-oxid wird durch Alu­mi­ni­um zu Eisen redu­ziert, Alu­mi­ni­um wird zu Alu­mi­ni­um­oxid oxi­diert.
$$
begin{align*}
text{Ox:} & quad ce{ overset{0}{Al} -> overset{+III}{Al}^{3+} + 3 e- }
text{Red:} & quad ce{ overset{III}{Fe}^{3+} + 3e- -> overset{0}{Fe} }
text{Redox:} & quad ce{Al + Fe^{3+} -> Fe + Al^{3+} }
end{align*}
$$

Der Hochofenprozess

Als Aus­gangs­stof­fe in einem Hoch­ofen die­nen Koks, Zuschlä­ge, Erz und Luft. Die Zuschlä­ge reagie­ren mit der Gang­art (Begleit­ge­stein des Eisen­er­zes) zu Schla­cke. Reak­ti­ons­pro­duk­te sind das Gicht­gas, die Schla­cke und natür­lich das Roh­ei­sen. Gicht­gas besteht Stick­stoff, Koh­len­stoff­mon­oxid, Koh­len­stoff­di­oxid und Was­ser­stoff.

Das wich­tigs­te Reduk­ti­ons­mit­tel im Hoch­ofen ist Koh­len­stoff­mon­oxid. Es ent­steht durch die Ver­bren­nung von Koks mit der ein­ge­bla­se­nen vor­ge­wärm­ten Luft und die anschlie­ßen­de Reak­ti­on des ent­stan­de­nen Koh­len­stoff­di­oxids mit Koh­len­stoff.

Bei der zuletzt genann­ten Reak­ti­on han­delt es sich um eine Gleich­ge­wichts­re­ak­ti­on (Bou­du­ard-Gleich­ge­wicht). Die Ver­bren­nung des Koh­len­stoffs zu Koh­len­stoff­di­oxid ist stark exo­therm und lie­fert die Ener­gie für den Hoch­ofen­pro­zess.

$$
ce{ overset{0}{C} + overset{0}{O2} -> overset{IV}{C}overset{-II}{O2} }
$$

Koh­len­stoff­di­oxid reagiert wei­ter zu CO.

$$
ce{ overset{IV}{C}overset{-II}{O2} + overset{0}{C} <=> 2 overset{II}{C}overset{-II}{O} }
$$

Durch das Koh­len­stoff­mon­oxid wird der Rot­ei­sen­stein (Fe2O3) in das stär­ker eisen­hal­ti­ge Magne­tit (Magne­tei­sen­stein, Fe3O4) über­führt (1). Magne­tit reagiert wei­ter redu­ziert zu Eisen(II)-oxid, das wie­der­um in (3) redu­ziert wird zu Eisen, das sich im Hoch­ofen sam­melt.
$$
begin{align*}
(1) , & ce{Fe2O3 + CO -> 2 Fe3O4 + CO2 }
(2) , & ce{Fe3O4 + CO -> 3 FeO + CO2 }
(3) , & ce{FeO + CO -> Fe + CO2 }
(123) , & ce{ 3 overset{II}{C}O + overset{III}{Fe2}O3 -> 3 overset{IV}{C}O2 +2 overset{0}{Fe} }
end{align*}
$$
Bestimmt man die Oxi­da­ti­ons­zah­len vom Fe3O4, wird man sehr bald auf ein Pro­blem sto­ßen. Eisen hat in der For­mel die Oxi­da­ti­ons­zahl 2,67. Das liegt an der irre­füh­ren­den For­mel. Magne­tit ist eigent­lich FeO ⋅ Fe2O3 mit den Oxi­da­ti­ons­zah­len für Eisen von +II und +III und eine For­mel kann prä­zi­ser und weni­ger irre­füh­rend mit Fe2+(Fe3+)2O4 for­mu­liert wer­den.

Wie man in der zusam­men­fas­sen­den Glei­chung (1+2+3) sieht, ändert sich die Oxi­da­ti­ons­zahl beim Koh­len­stoff von +II nach +IV. Dem­nach fin­det hier eine Oxi­da­ti­on statt und beim Eisen eine Reduk­ti­on (von +III nach 0).

Reaktion einer Kaliumpermanganatlöung mit Salzsäure

Ver­such: Reak­ti­on von Salz­säu­re mit Kali­um­per­man­ga­natAuf­bau

Durch­füh­rung

Im Abzug lässt man kon­zen­trier­te Salz­säu­re auf eine kon­zen­trier­te Kali­um­per­man­ga­nat­lö­sung ein­wir­ken.

Beob­ach­tung

Die Lösung ent­färbt sich. Es ist ein Chlor­ge­ruch wahr­nehm­bar.

Deu­tung

Chlo­rid-Ionen wer­den zu gas­för­mi­gem Chlor oxi­diert (die Oxi­da­ti­ons­zahl des Chlor steigt von -I auf 0) und Per­man­ga­na­tio­nen wer­den wer­den zu Mangan(II)-Ionen oxi­diert (die Oxi­da­ti­ons­zahl fällt von VII auf II).

Wei­er­hin kann hier, da wir eine sau­re Lösung vor­lie­gen haben, mit H+-Ionen und H2O aus­ge­gli­chen wer­den.

$$
begin{align*}
text{Ox: } &
ce{2 overset{-I}{Cl^-} -> overset{0}{Cl_2} + 2e- }
text{Red: } &
ce{ overset{VII}{ce{Mn}}O4- + 5e- + 8 H+ -> overset{II}{Mn^{2+}} + 4 H2O }
text{Redox: } &
ce{ 10 Cl- + 2 MnO4- + 10e- + 16 H+ -> }
ce{5 Cl2 + 10e- + 2 Mn^{2+} + 8 H2O}
& ce{ 10 Cl- + 2 MnO4- 16 H+ ->} ce{5 Cl2 + 2 Mn^{2+} + 8 H2O}
end{align*}
$$

Reaktion von Permanganat-Ionen mit Eisen(II)-Ionen in saurer Lösung

Ver­such: Reak­ti­on einer schwe­fel­sau­ren Kali­um­per­man­ga­nat-Lösung mit Eisen(II)-IonenAuf­bau

Durch­füh­rung

5 ml Kali­um­per­man­ga­nat-Lösung wer­den mit Schwe­fel­säu­re ange­säu­ert und mit fri­scher Eisen(II)-sulfat-Lösung ver­setzt

Beob­ach­tung

Die Lösung färbt sich braun.

Deu­tung

Es sind brau­ne Eisen(III)-ionen ent­stan­den. Die Oxi­da­ti­ons­zahl von Eisen ver­än­dert sich von +II nach +III. Dem­nach liegt eine Oxi­da­ti­on vor. Beim Man­gan hin­ge­gen ist eine Reduk­ti­on zu ver­zeich­nen, da die Oxi­da­ti­ons­zahl von +VII nach +II nega­ti­ver wird.

Wei­er­hin kann hier, da wir eine sau­re Lösung vor­lie­gen haben, mit H+-Ionen und H2O aus­ge­gli­chen wer­den.

$$
begin{align*}
text{Ox: } &
ce{overset{II}{Fe^{2+}} -> overset{III}{Fe^{3+}} + e- }
text{Red.: } &
ce{ overset{VII}{ce{Mn}}O4- + 5e- + 8 H+ -> overset{II}{Mn^{2+}} + 4 H2O }
text{Redox: }  &
ce{ 5 Fe^{2+} + MnO4- + 5e- + 8H+ -> }
ce{5 Fe^{3+} + 5e- + Mn^{2+} + 4H2O}
& ce{ 5 Fe^{2+} + MnO4- + 8H+ -> }
ce{5 Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4H2O}
end{align*}
$$