Biologie und Chemie für Schülerinnen und Schüler am Gymnasium
Vorsicht bei der Zündung des Gemisches: Es werden hohe Temperaturen erreicht. Chemie + Biologie = Wissen

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Jahrgangsstufe 11

2. Elektronenübergänge – Redoxreaktionen

Das aluminothermische Verfahren ist eine Redoxreaktion

  1. Aluminothermisches Verfahren - was ist das?
  2. Ein Modellexperiment zum aluminothermischen Verfahren
    1. Vorbereitung des Laborversuches
    2. Einsatz der Chemikalien
    3. Verlauf der Reaktion
  3. Die Anwendung des Thermitverfahrens in der Technik
  4. Das Wesen einer Redoxreaktion
    1. Oxidationszahlen
    2. Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen
    3. Anwendung von Oxidationszahlen auf verschiedene Beispiele
  5. Korrespondierende Redoxpaare
  6. Das Thermitverfahren als Redoxreaktion
  7. Das Aufstellen von Reaktionsgleichungen für eine Redoxreaktionen


1. Aluminothermisches Verfahren – was ist das?


Das Aluminothermische Verfahren oder kurz Thermitverfahren ging als das Goldschmidt-Verfahren in die Geschichte ein. Es wurde 1894 von Herrn Goldschmidt entwickelt. Das Prinzip besteht darin, dass hochschmelzende Metalle (z.B. Chromium/Chrom, Vanadium, Eisen, Mangan, Silicium) aus ihren Oxiden gewonnen werden können.

Der Menschheit schon lange bekannt ist der Hochofenprozess (die ersten, noch mit Holzkohle betrieben Hochöfen entstanden 1300). Im Hochofen wird Eisenoxid mittels Kohlenstoff zu Eisen umgewandelt.

Beim Thermitverfahren wird das Metalloxid z.B. Chrom(III)-oxid (Cr2O3) statt mit Kohlenstoff mit Aluminium (aluminothermisch) umgesetzt: z.B. 
Cr2O3 + 2 Al → 2 Cr + Al2O3.

Dazu wird das entsprechende Metalloxid mit Aluminiumgrieß vermischt und mit einer Zündkirsche (Gemisch aus Magnesiumpulver und Bariumperoxid oder Kaliumchlorat) gezündet. Die chemische Reaktion ist stark exotherm und es werden Temperaturen von über 2000°C erreicht. 

Das entstandene Metall (z.B. Chromium Cr) kann zu einem kompakten Gebilde (Regulus) zusammenlaufen, auf dem die zunächst flüssige Schlacke (Aluminiumoxid Al2O3) schwimmt.


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2. Ein Modellexperiment zum aluminothermischen Verfahren 


2.1 Vorbereitung des Laborversuches

 Vorbereitung des Versuchs: Der gusseiserne Tiegel steht auf dem Dreifuß.
Zunächst nimmst du einen gusseisernen Tiegel, der auf einen Dreifuß (das ist ein Metallring mir drei Beinen dran) gestellt wird. Der Tiegel hat am Boden ein Loch, damit später das Metall hindurch fließen kann. Geeignet ist hier auch ein tönerner Blumentopf. (Benutzt du einen Blumentopf, dann muss das Experiment im Freien durchgeführt werden. Außerdem muss die Mischung in Sand eingebettet sein, da der Topf leicht platzen kann.) Unter den Dreifuß wird ein zweiter Tiegel in eine Eisenschale gestellt. Die Eisenschale füllst du mit Sand. Nimm weiterhin feuerfeste Unterlagen, die du unter die Eisenschale legst. 


Die Eisenschale wird während des Experimentes wirklich sehr heiß! 


2.2 Einsatz der Chemikalien

Über das Loch des Tiegels wird nun eine Eisenplatte gelegt, damit das Reaktionsgemisch nicht hindurch rutscht. Es kann auch ein rundes Filterpapier benutzt werden. Nun füllst du den Tiegel mit einer Mischung aus Eisen (II,III)-oxid (Fe3O3)  und Aluminium (Al). Das Gemisch wird anschließend mit einer Zündkirsche (Gemisch aus Magnesiumpulver und Bariumperoxid oder Kaliumchlorat) gezündet. 



2.3 Verlauf der Reaktion

Die nun erfolgende Reaktion ist stark exotherm!  Es werden Temperaturen von über 2000°C erreicht. Das entstehende Eisen ist flüssig, die entstehende Schlacke auch. Das flüssige Eisen (Fe) läuft nun durch das Loch des Tiegels in einen zweiten Eisentiegel. Somit wird das flüssige Eisen aufgefangen. Die Schlacke (Al2O3) bleibt im oberen Eisentiegel zurück.
  Die Reaktionsgleichung lautet: 3 Fe3O4 + 8 Al → 9 Fe + 4 Al2O3.




 
  

    Das Reaktionsprodukt: Das erkaltete Eisen.
    Das glühende Eisen ist nun vollständig in den unteren Tiegel geflossen.
     Das Abfallprodukt: Die Schlacke aus Aluminiumoxid ist erkaltet. 
  






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3. Die Anwendung des Thermitverfahrens in der Technik



Die beim aluminothermischen Verfahren auf kleinstem Raum erzeugten hohen Temperaturen nutzt man zum Schweißen von Eisenteilen (Schienen und Wellen). Deshalb spricht man auch vom Thermitschweißen.


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4. Das Wesen einer Redoxreaktion









4.1 Oxidationszahlen

Um ähnliche chemische Reaktionen einheitlich zu verstehen, schlug W. Kossel 1916 vor, sich alle auftretenden Verbindungen so vorzustellen, als wären sie aus einfachen Ionen aufgebaut. Die wirklichen Bindungsverhältnisse werden nicht beachtet. Die Teilchen aller Elemente in Verbindungen erhalten Ladungen. 





Merksatz


Die Oxidationszahl eines Elementes in einer Verbindung gibt Art und Anzahl elektrischer Ladungen an, die das Element hätte, wäre die Verbindung aus Ionen aufgebaut. 





4.2 Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen

Zum Bestimmen der Oxidationszahlen von Elementen in Verbindungen gelten vereinfacht folgende Regeln:


    
 
  1. Das Element Wasserstoff hat die Oxidationszahl + 1 .(Ausnahme: in Metallhydriden – 1)
    2. 
 
  2. Das Element Sauerstoff hat die Oxidationszahl – 2 (Ausnahme: in Peroxiden – 1 und in OF2 + 2).
    3. 
 
  3. Metalle in Verbindungen haben positive Oxidationszahlen, deren Zahlenwert der Ladung der Ionen dieses Elementes entspricht.
    4. 
 
  4. Die Summe der Oxidationszahlen der Elemente für alle Teilchen einer Verbindung ist stets Null.
    5. 
 
  5. Bei einer Elementsubstanz erhalten die Teilchen des Elements die Oxidationszahl  Null.
    6. 



4.3 Anwendung von Oxidationszahlen auf verschiedene Beispiele


Erstes Beispiel: Bestimmen wir die Oxidationszahlen in der Verbindung Bariumsulfat BaSO4

+2 +6 -2


Ba S O 4   Anwendung der Regel 4: Die Summe der Oxidationszahlen der Elemente für alle Teilchen einer Verbindung ist stets Null.

1(+2) + 1(+6) + 4(-2) = 0




Nehmen wir ein zweites Beispiel: Kupfer(II)-nitrat  Cu(NO3)2

+2 +5 -2

Cu(NO3)2 Anwendung der Regel 4: Die Summe der Oxidationszahlen der Elemente für alle Teilchen einer Verbindung ist stets Null.

1(+2) + 2(+5) + 6(-2) = 0



Ein drittes Beispiel: 
Anwendung der Regel 1: Das Element Wasserstoff hat die Oxidationszahl + 1 (Ausnahme: in Metallhydriden – 1)



 
  

   +1 -1
   
  

    

   N a H
   Natriumhydrid
  







Ein viertes Beispiel: 
Anwendung der Regel 5: Bei einer Elementsubstanz erhalten die Teilchen des Elements die Oxidationszahl  Null.



 
  

   0
   0
   0
  

    

   Kupfer Cu
   Natrium Na
   Wasserstoff H
  





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5. Korrespondierende Redoxpaare


 Zurück treten bitte: Während der Reaktion entstehen Temperaturen von bis zu 2000°C.Aus einem Reduktionsmittel entsteht bei Redoxreaktionen durch Elektronenabgabe ein Oxidationsmittel. Umgekehrt wird jedes Oxidationsmittel durch Elektronenaufnahme zu einem Reduktionsmittel.

Ein Oxidationsmittel ist der Reaktionspartner, der Elektronen aufnimmt. Er wird reduziert. Also wird die Oxidationszahl des Oxidationsmittels während der Reduktion kleiner.

Das Oxidationsmittel ist also der Reaktionspartner, der beim anderen Reaktionspartner die Oxidation bewirkt.

Ein Reduktionsmittel ist der Reaktionspartner, der Elektronen abgibt. Er wird oxidiert. Also wird die Oxidationszahl des Oxidationsmittels während der Reduktion größer.

Das Reduktionsmittel ist also der Reaktionspartner, der beim anderen Reaktionspartner die Reduktion bewirkt.






Merksatz


Durch Elektronenübergänge können bei chemischen Reaktionen das Reduktionsmittel und das Oxidationsmittel ineinander übergehen. Das Reduktionsmittel und das zugehörige Oxidationsmittel werden dann als korrespondierendes Redoxpaar zusammengefasst. 





Das bedeutet kurz gefasst:


Reduktionsmittel Pfeil  Oxidationsmittel + z Elektronen


(„z“ ist die Anzahl ausgetauschter Elektronen) 




6. Das Thermitverfahren als Redoxreaktion


Wir erinnern uns an das Kapitel 1: 

Beim Thermitverfahren wird das Metalloxid z.B. Chrom(III)-oxid (Cr2O3) statt mit Kohlenstoff mit Aluminium (aluminothermisch) umgesetzt: z.B. 
Cr2O3 + 2 Al → 2 Cr + Al2O3.



Überprüfen wir diese Reaktion, ob sie eine Redoxreaktion ist, bei der korrespondierende Redoxpaare auftreten. Zeigen wir das an diesem Beispiel:




1. Stellen wir die Wortgleichung für diese Reaktion auf: 





  

   Chrom(III)-oxid +
   Aluminium
   Pfeil  
   Chrom +
   Aluminiumoxid
  








2. Wir stellen nun die chemische Gleichung für diese Reaktion auf und schreiben die Oxidationszahlen über die einzelnen Elemente:





  

   +3 -2
   0
   
   0
   +3 -2
  

  

   Cr2O3 +
   2 Al
   Pfeil  
   2 Cr +
   Al2O3
  




Die Oxidationszahlen ändern sich. Es liegt eine Redoxreaktion vor.






3. Nun betrachten wir die Reaktion auf Teilchenebene. Wir ordnen die korrespondierenden Redoxpaare so an, dass Oxidations- und Reduktionsmittel wechselseitig untereinander stehen. Wir schreiben nur die reagierenden Teilchen auf, deren Oxidationszahlen sich ändern. Die Oxidationszahl von Sauerstoff ändert sich nicht. Also geht dieses Teilchen nicht in die Redoxreaktion ein.





  

   
   0
   
   +3
  

  

   Oxidation:
   2 Al
   Pfeil  
   2 Al3+ + 6e-
  



Oxidation = Elektronenabgabe = Oxidationszahl wird größer




  

   
   +3
   
   0
  

  

   Reduktion:
   2 Cr3+ + 6e-
   Pfeil  
   2 Cr
  



Reduktion = Elektronenaufnahme = Oxidationszahl wird kleiner





4. Wir wenden nun den Merksatz aus Kapitel 5 an:

Ein Oxidationsmittel (Om) ist der Reaktionspartner, der Elektronen aufnimmt. Er wird reduziert. Also wird die Oxidationszahl des Oxidationsmittels während der Reduktion kleiner.

Die Chrom(III)- Ionen werden reduziert, sie sind Oxidationsmittel. Die Oxidationszahl des Teilchens sinkt von +3 auf 0.

Ein Reduktionsmittel (Rm) ist der Reaktionspartner, der Elektronen abgibt. Er wird oxidiert. Also wird die Oxidationszahl des Oxidationsmittels während der Reduktion größer.

Aluminiumatome werden oxidiert, sie sind Reduktionsmittel. Die Oxidationszahl des Teilchens steigt von 0 auf +3.





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7. Das Aufstellen von Reaktionsgleichungen für Redoxreaktionen



Um chemische Sachverhalte besser zu verstehen und dann vereinfacht darzustellen wendet der Chemiker die chemische Gleichung an. Das ist die Sprache der Chemie: international gültig und eindeutig. Diese Art der Verständigung ist erlernbar. Wenn du einige Grundregeln kennst, dann kannst auch du sie anwenden.

Soll die Reaktionsgleichung für eine Redoxreaktion entwickelt werden, dann sind die Stoffmengen der korrespondierenden Redoxpaare aufeinander abzustimmen. Das wird so gemacht, dass die Anzahl der abgegebenen Elektronen bei der Oxidation und die Anzahl der aufgenommenen Elektronen bei der Reduktion gleich ist.


Beispiel:


Gibt man zu  einer gelben Eisen(III)- chloridlösung eine farblose Lösung, die Iodid- Ionen enthält, so färbt sich die Lösung dunkel.

Bei Zugabe von Stärke erfolgt eine Iod-Stärke-Reaktion (es tritt Violettfärbung auf), bei der also molekulares Jod nachgewiesen wird.

Aus den Eisen(III)- Ionen entstehen Eisen(II)- Ionen, also die nächste Oxidationsstufe, die von Eisen bekannt ist.


1. Stellen wir die Wortgleichung für diese Reaktion auf: 



  

   Eisen(III)- Ionen +
   Iodid- Ionen
   Pfeil  
   Eisen(II)- Ionen +
   Jod

  





2. Wir stellen nun die Formeln für die reagierenden Teilchen auf und schreiben die Oxidationszahlen über jedes einzelne Teilchen:



  

   +3 
   -1
   
   +2
   0
  

  

   Fe3+ +
   I-
   Pfeil  
   Fe2+ + 
    I2
  





3. Nun stellen wir die Teilgleichungen für die reagierenden Teilchen auf, in dem wir die Anzahl der übergehenden Elektronen hinzufügen:



  

   Oxidation: 
   2 I-
     
   I2 + 2e-
   
  

  

   Reduktion: 
   Fe3+ + e-
     
   Fe2+
  




Bei der Oxidation zweier Iodid- Ionen zum Iod- Molekül sind zwei Elektronen nötig. (Iod kommt immer molekular vor.) Da für die Reduktion der Eisen(III)- Ionen nur ein Elektron vonnöten ist, muss diese Teilgleichung mit „2“ multipliziert werden, damit die Anzahl der ausgetauschten Elektronen gleich ist.




4. Nach der Multiplikation ergeben sich folgende Teilgleichungen:



  

   Oxidation: 
   2 I-
     
   I2 + 2e-
  

  

   Reduktion: 
   2Fe3+ + 2e-
     
   2Fe2+
  






5. Werden beide Teilgleichungen miteinander kombiniert ergibt sich die Redoxreaktionsgleichung in Ionenschreibweise:



  

   2Fe3+ + 
   2I-
     
   2Fe2+
   I2
  





Und wir erkennen auch unsere korrespondierenden Redoxpaare wieder:

Oxidationsmittel (Om) nimmt Elektronen auf

Reduktionsmittel (Rm) gibt Elektronen ab.

Die Iodid- Ionen geben Elektronen ab, sind also Reduktionsmittel. Sie reagieren zu Iod- Molekülen, werden also zum Oxidationsmittel (erstes korrespondierendes Redoxpaar).

Die Eisen(III)- Ionen nehmen  Elektronen auf, sind also Oxidationsmittel. Sie reagieren zu 
Eisen(II)- Ionen, werden also zum Reduktionsmittel (zweites korrespondierendes Redoxpaar).



Wenn nun die Teilgleichung Oxidation mit „1“ und die Teilgleichung Reduktion mit „2“ bezeichnet werden, so ergeben sich folgende korrespondieren Redoxpaare:


  

   Fe3+ + 
   2I-
     
   2Fe2+ +
   I2
  

  

   Om1 + 
   Rm2
     
   Rm1 +
   Om2
  




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