Aufgabenblock — AFB III
Beurteilen, erklären, Stellung nehmen: Formulieren Sie Ihre Antwort zuerst selbst, bevor Sie die Musterlösung aufklappen.
Im Heft einer Mitschülerin steht: „Oxidation ist eine Reaktion mit Sauerstoff. Bei der Reaktion von Natrium mit Chlor zu Natriumchlorid findet daher keine Oxidation statt.“ Beurteilen Sie diese Aussage.
Hinweis: Vergleichen Sie, was mit dem Natriumatom bei der Reaktion mit Sauerstoff und bei der Reaktion mit Chlor geschieht.
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Musterlösung: Die Aussage verwendet den historischen Oxidationsbegriff („Vereinigung mit Sauerstoff“). Nach dem erweiterten Redoxbegriff ist eine Oxidation eine Elektronenabgabe, erkennbar an steigender Oxidationszahl.
Bei \(\ce{2 Na + Cl2 -> 2 NaCl}\) gibt jedes Natriumatom ein Elektron ab (\(\ce{Na -> Na+ + e-}\), OZ \(0\to+\mathrm{I}\)), Chlor nimmt es auf (\(\ce{Cl2 + 2 e- -> 2 Cl-}\)). Genau dasselbe passiert mit Natrium bei der Reaktion mit Sauerstoff (\(\ce{Na2O}\)). Die Reaktion ist also eine Redoxreaktion, die Aussage ist falsch: Chlor ist hier das Oxidationsmittel.
Schwefeldioxid entfärbt Iodlösung (\(\ce{SO2}\to\ce{SO4^2-}\)), reagiert aber mit Schwefelwasserstoff zu gelbem Schwefel (\(\ce{SO2 + 2 H2S}\) \(\ce{-> 3 S + 2 H2O}\)). Erklären Sie mithilfe von Oxidationszahlen, warum \(\ce{SO2}\) je nach Partner als Reduktionsmittel oder als Oxidationsmittel reagiert.
Hinweis: Schwefel kommt mit den Oxidationszahlen \(-\mathrm{II}\), \(0\), \(+\mathrm{IV}\) und \(+\mathrm{VI}\) vor.
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Musterlösung: Im \(\ce{SO2}\) hat Schwefel die OZ \(+\mathrm{IV}\) — mitten zwischen der höchsten (\(+\mathrm{VI}\), \(\ce{SO4^2-}\)) und der tiefsten (\(-\mathrm{II}\), \(\ce{H2S}\)). Er kann daher Elektronen abgeben und aufnehmen.
Gegenüber Iod, einem stärkeren Oxidationsmittel, gibt \(\ce{SO2}\) zwei Elektronen ab (\(+\mathrm{IV}\to+\mathrm{VI}\)) und ist Reduktionsmittel; Iod wird zu Iodid reduziert. Gegenüber \(\ce{H2S}\) (S: \(-\mathrm{II}\), starkes Reduktionsmittel) nimmt es vier Elektronen auf (\(+\mathrm{IV}\to0\)) und ist Oxidationsmittel. Wie ein Ampholyt bei Protonen entscheidet also erst der Reaktionspartner über die Rolle.
Vergleichen Sie Säure-Base-Reaktionen nach Brönsted (Kapitel 3) mit Redoxreaktionen. Gehen Sie auf das übertragene Teilchen, die Begriffe Donator/Akzeptor, korrespondierende Paare und auf die Stärke-Reihen (\(\mathrm{p}K_S\)-Tabelle bzw. Spannungsreihe) ein.
Hinweis: Gute Vergleiche nennen Gemeinsamkeiten und Unterschiede — am besten als Gegenüberstellung.
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Gemeinsamkeiten: Beide sind Donator-Akzeptor-Reaktionen: Ein Teilchen gibt ab, ein anderes nimmt auf; beide Teilreaktionen laufen gekoppelt ab. Donator und Akzeptor bilden korrespondierende Paare (\(\ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO-}\) bzw. \(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}\)); jede Reaktion verknüpft zwei Paare. Beide Paar-Arten lassen sich nach ihrer Stärke ordnen, und freiwillig reagiert der stärkere Donator mit dem stärkeren Akzeptor.
Unterschiede: Übertragen wird ein Proton bzw. Elektronen (bei Redox auch mehrere pro Teilchen). Das Maß der Stärke ist \(\mathrm{p}K_S\) (klein = starke Säure) bzw. \(E^\circ\) (groß = starkes Oxidationsmittel). Bei Redoxreaktionen ändern sich Oxidationszahlen, bei Protolysen nicht; Redoxreaktionen lassen sich räumlich trennen (galvanische Zelle), Protolysen nicht.