1.1.1 Vorkommen

Methan kommt vor in: Erdgas, Sumpfgas, Biogas, Grubengas.

1.1.2 Eigenschaften

• farb- und geruchloses Gas
• geringere Dichte als Luft
• brennbar

1.1.3 Ermittlung der Summenformel (Molekülformel) und Strukturformel

a) Qualitative Analyse (Elementaranalyse)

Hierfür wird der zu untersuchende Stoff verbrannt und die Verbrennungsprodukte bestimmt.

Bildet sich Wasser, ist Wasserstoff als Element vorhanden.
Kohlenstoff lässt sich als Ruß (unvollständige Verbrennung) oder als Kohlenstoffdioxid nachweisen. Der CO₂-Nachweis erfolgt mit der Kalkwasserprobe: Das entstandene Gas wird in Kalkwasser eingeleitet – eine Trübung zeigt CO₂ an.

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1. Nachweis von Wasserstoff → Bildung von Wasser → WaTesMo-Papier oder wasserfreies Kupfersulfat.
2. Nachweis von C → Bildung von CO₂ → Nachweis als CaCO₃:
   Ca(OH)₂ (aq) + CO₂ (g) → CaCO₃ (s) + H₂O (l)

Die Verbrennungsprodukte (Wasser, Kohlenstoffdioxid) zeigen, dass Methan Kohlenstoff, Wasserstoff und eventuell Sauerstoff enthält.

b) Bestimmung der molaren Masse
Mit der Gaswägung lässt sich die molare Masse von Methan bestimmen: M(Methan) = 16 g/mol · Molekülmasse 16 u.

c) Summenformel: CH₄

d) Strukturformel
Man zeichnet Methan meist mit einem Winkel von 90°. Dieser Winkel entspricht nicht dem tatsächlichen Bindungswinkel (vgl. unten). Man kann sich aber vorstellen, dass man direkt auf das Molekül blickt.

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Tetraedrische Anordnung der Wasserstoffatome um das Kohlenstoffatom (Bindungswinkel 109,5°). Erklärung: größtmögliche Entfernung der Wasserstoffatome.

1.1.4 Vollständige Verbrennung

    0           −IV +I               +IV −II             +I −II
2 O₂ + CH₄ → CO₂ + 2 H₂O    ΔH = −888 kJ/mol

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Hinweis: Wenn die Ermittlung der Oxidationszahlen Schwierigkeiten macht, kann man es hier nochmals nachlesen.

1 l Methan benötigt zur vollständigen Verbrennung 10 Liter Luft (2 l Sauerstoff).

Auf einen Blick – Methan

Häufige Fragen – Methan

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📚 Vertiefung Kursstufe: Enthalpie ΔH

1.1 Wiederholung bekannter Begriffe und Definitionen

Versuch 1: Magnesium + Sauerstoff

Magnesium verbrennt mit stark leuchtender Flamme. Ein weißer Feststoff bleibt übrig.

Formuliere die Reaktionsgleichungen und ein Redoxschema:

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Einfach ist es, wenn man die Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion) erstellt und dann erst die Redoxreaktion. Versucht mal diese zu formulieren:

Begriffe und Definitionen

Oxidation = Elektronenabgabe; Erhöhung der Oxidationszahlen
Reduktion = Elektronenaufnahme; Erniedrigung der Oxidationszahlen

Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor („Elektronenräuber"); wird bei der Reaktion selbst reduziert. [Eselsbrücke: Putzmittel]
Reduktionsmittel: Elektronendonator („Elektronenspender"); wird bei der Reaktion selbst oxidiert.

Redoxreaktionen: Reaktionen mit Elektronenübertragung.
Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.

Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab, die es später wieder aufnehmen kann. Es wird also zu einem Oxidationsmittel.

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Reduktionsmittel und Oxidationsmittel bilden ein korrespondierendes Redoxpaar:

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Die übliche Kurzschreibweise für ein Redoxpaar:

Reduzierte Form / oxidierte Form
Me / Meⁿ⁺

Bei jeder Redoxreaktion sind zwei korrespondierende Redoxpaare beteiligt (analog: Protolysereaktion).

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Häufige Fragen – Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen

Lernkarten – Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen

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1.4 Weitere (komplexere) Redoxreaktionen

Die Redoxreaktionen sind nicht immer ganz so einfach. Hier zunächst ein Beispiel: 

Aufgabe: Schaut, welche Redox-Paare in eurer Tabelle (siehe Moodle) vorhanden sind. 

Beispiel 1: Reaktion von Kaliumdichromat mit Eisen(II)-Sulfat

Teilchen: Kaliumdichromat: 2 K¹⁺ Cr₂O₇²⁻
Eisen(II)-sulfat: Fe²⁺ SO₄²⁻

Oxidation:             Fe²⁺                        →      Fe³⁺ + e⁻ | x 6
Reduktion:    Cr₂O₇²⁻ + 14 H₃O⁺ + 6 e⁻   →      2 Cr³⁺ + 21 H₂O

Redox:     Cr₂O₇²⁻ + 14 H₃O⁺ + 6 Fe²⁺     →       Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 21 H₂O

Rktgl:     6 FeSO₄ (aq) + K₂Cr₂O₇ (aq) + 7 H₂SO₄ (aq)  → 3 Fe₂(SO₄)₃ (aq) + Cr₂(SO₄)₃ (aq) + K₂SO₄ (aq) + 7 H₂O (l)

Beispiel 2: „Cl-Gas kann im Labor gewonnen werden, indem man Kaliumdichromat mit Salzsäure reagieren lässt. Der Ansatz für die Reaktionsgleichung lautet:

__ Cr₂O₇²⁻ + __H₃O⁺ + __ Cl⁻ → ___Cr³⁺ + __Cl₂ + __ H₂O

Richten Sie die Redoxgleichung ein. Formulieren Sie dazu die Teilgleichungen mit Oxidationszahlen.

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Oxidation:                             2 Cl⁻          →            Cl₂ + 2 e⁻ | x 3
Reduktion:     Cr₂O₇²⁻ + 14 H₃O⁺ + 6 e⁻    →     2 Cr³⁺ + 21 H₂O
Redox:             Cr₂O₇²⁻ + 14 H₃O⁺ + 6 Cl⁻ →     3 Cl₂ + 2 Cr³⁺ + 21 H₂O

{/sliders}

Aufgabe 1: Geben Sie in den nachfolgenden Formeln die Oxidationszahlen aller Atome an:
(vgl. Tafelanschrieb)

Aufgabe 2: Auf konzentrierte Kaliumpermangantlösung (KMnO₄) lässt man konzentrierte Salzsäure (HCl) einwirken. Bei dieser Reaktion entsteht u.a. Chlorgas und Mangan(II)-chlorid.
Vervollständigen Sie die folgenden Gleichungen für die obige Redoxreaktion (Vereinfacht wird statt H₃O⁺ H⁺ formuliert).

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__ Cl⁻ + __ MnO₄¹⁻ + __ H⁺ → __ Cl₂ + __ Mn²⁺ + __ H₂O

{/sliders}

{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}

 {/sliders}

2.3 Katalytische Hydrierung

Hinweis: Markownikow-Regel: Bei Addition von z.B. Halogenwasserstoff bekommt das wasserstoffhaltigere C-Atom bekommt das H; das wasserstoffärmere Atom bekommt dann das Halogen. "Wer hat, dem wird gegeben" [bezieht sich auf H-Atome]. 

a) Alle Alkene lassen sich zu Alkane hydrieren. 

Hierbei handelt es sich um eine Redoxreaktion! Kohlenstoff wird reduziert (Oxidationszahlerniedrigung), H wird oxidiert. Hydrierung: Reduktion von Kohlenstoff

Die Dehydrierung ist die Umkehrung der Hydrierung: Oxidation von Kohlenstoff

b) Allgemein: Die Hydrierung ist eine umkehrbare Reaktion (Dehydrierung)

Eliminierungsreaktionen: Abspaltung kleiner Moleküle!

Übungsaufgabe: 

An Propen wird Chlorwasserstoff addiert. Formuliere hierfür eine Reaktionsgleichung in Strukturformeln mit bindenden und nichtbindenden Elektronenpaaren. Beachte dabei auch die Markownikow-Regel (siehe oben). 

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3 Redoxreaktionen mit Molekülen

Bei der Verbrennung von Stoffen bilden sich Oxide, ohne dass es zur Bildung von Ionen kommt. Beispiele dafür sind die Verbrennung von Wasserstoff, Kohlenstoff, Schwefel und Phosphor.

Um diese Reaktion als Redoxreaktion erfassen zu können, hat man als Hilfsgröße die Oxidationszahl eingeführt.

3.1 Oxidationszahl

Def.: Die Oxidationszahl gibt an, welche Ladung ein Atom in einem Molekül oder in einem anderen Teilchen hätte, wenn alle am Aufbau des Teilchens beteiligten Atome in Form von Ionen vorlägen.

Die sich für die Atome in der Verbindung ergebenden formalen Ladungszahlen nennt man Oxidationszahlen. Zur Unterscheidung von Ionenladungen werden sie als römische Zahlen an die Elementsymbole geschrieben.

Mit Hilfe der Oxidationszahl lassen sich die Begriffe Oxidation und Reduktion neu fassen:

Oxidation: Elektronenabgabe) bedeutet eine Erhöhung der Oxidationszahl.
Reduktion: (Elektronenaufnahme) bedeutet eine Erniedrigung der Oxidationszahl.
Redoxreaktionen: sind Vorgänge bei denen sich die Oxidationszahlen der beteiligten Atomarten ändern.

3.2 Vollständige Verbrennung von Kohlenstoff

Kohlenstoff            Sauerstoff                      Kohlenstoff(IV)-oxid
Atom                     Molekül                          Molekül
 
→ Kohlenstoff wird oxidiert, Sauerstoff wird reduziert.

3.3 Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff

Wasserstoff             Sauerstoff                            Wasser

Oxidationszahlen von Wasserstoff wird positiver → Wasserstoff wird oxidiert
Oxidationszahlen von Sauerstoff wird negativer → Sauerstoff wird reduziert

3.5 Reaktion von Wasserstoff mit Stickstoff zu Ammoniak (Ammoniaksynthese)

Oxidationszahlen von Wasserstoff wird positiver → Wasserstoff wurde oxidiert
Oxidationszahlen von Stickestoff wurde negativer → Stickstoff wurde reduziert 

3.6 Reaktion von Schwefel mit Sauerstoff zu Schwefeldioxid

Man muss nicht immer die Lewis-Formeln (Strukturformeln) zeichnen. Manchmal genügt es, nach den  Faustregeln zu arbeiten. 

Oxidationszahlen von Schwefel wird positiver → Schwefel wurde oxidiert
Oxidationszahlen von Sauerstoff wurde negativer → Sauerstoff wurde reduziert

 3.7 Synthese von Chlorwasserstoff aus den Elementen

Oxidationszahlen von Wasserstoff wird positiver → Wasserstoff wurde oxidiert
Oxidationszahlen von Chor wurde negativer → Chlor wurde reduziert

 3.8 Synthese von Schwefelwasserstoff aus den Elementen

 Oxidationszahlen von Wasserstoff wird positiver → Wasserstoff wurde oxidiert
Oxidationszahlen von Schwefel wurde negativer → Schwefel wurde reduziert

6.1.4 Aldehydnachweise

a) Schiffsche-Probe mit Fuchsinschwefliger Säure

Fuchsinschweflige Säure ergibt mit Aldehyden eine rotviolette Farbe. Dieser Aldehydnachweis beruht nicht auf der Reduktionswirkung von Aldehyden!

b) Tollens-Probe (Silberspiegel)

Versuchsaufbau (gilt auch für Fehling-Probe)

Versuchsdurchführung: 

Schutzbrille aufsetzen, weite Ärmel hochkrempeln, Haare zurückbinden.

1. Gib in das RG etwa zwei fingerbreit Silbernitratlösung.
2. Füge mit der Pipette tropfenweise verdünnte Ammoniaklösung hinzu, bis sich der entstehende Niederschlag gerade wieder auflöst.
3. Gib nun in das RG zwei fingerbreit Probelösung.
4. Stelle das RG in das heiße Wasserbad.

Beobachtung: 

Es bildet sich ein Silberspiegel auf der Innenseite des Reagenzglas. 

Auswertung: 

Es bedeutet, dass sich die Silber-Ionen zu elementarem Silber reduzierthaben. Da eine Reduktion nur zusammen mit einer Oxidationablaufen, muss etwas anderes oxidiert worden sein. Da es ein Aldehyd-Nachweisist, kann man davon ausgehen, dass das C-Atom der Aldehyd-Gruppe oxidiertwurde. Da diese Reaktion in alkalischer Lösung abläuft (Ammoniak wurde dazugegeben), formuliert man mit Hilfe von Hydroxid-Ionen (OH⁻). 

c) Fehling-Reagenz

Versuchsdurchführung:
Schutzbrille aufsetzen, weite Ärmel hochkrempeln, Haare zurückbinden.

1. Gib in das RG etwa 5 ml Fehling 1-Lösung und dann 5 ml Fehling 2-Lösung.
2. Füge ein Spatellöffel Glucose zu.
3. Stelle das RG nach kurzem Schütteln in das heiße Wasserbad.

Beobachtung: 
Es bildet sich ein roter Niederschlag von Kupfer(I)-Oxid (Cu₂O).

Auswertung: 

Diese Reaktion verläuft recht analog zum Silberspiegel (Tollens-Reagens). Nur wird hierbei das Metall-Ion nicht komplett reduziert, sondern das Cu²⁺ wird zu Cu¹⁺ reduziert, wobei es sich sofort mit einem Oxid-Ion verbindet und den rötlichen Niederschlag bildet. Sauerstofflieferant ist auch in diesem Fall wie bei Tollens-Probe das Hydroxid-Ionen, da eine alkalische Lösung vorliegt. 

Aufgabe: Versucht mit Hilfe der oberen Gleichung jetzt die Reaktionsgleichungen für das Fehlingreagenz zu formulieren. 

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Elektrochemie I – Themen im Überblick

Elektrochemie II – Anwendungen

Vollständige Inhaltsübersicht

1 Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen

• 1.1 Wiederholung bekannter Begriffe und Definitionen  |  → Teil B
• 1.2 Erstellung einer Redoxreihe  |  → Wiederholung Oxidationszahlen
• 1.3 Stellung des Redoxpaares (½ H₂ / H⁺ + 1 e⁻) in der Redoxreihe
• 1.4 Weitere Redoxreaktionen

2 Elektrochemische (Galvanische) Zellen

• 2.1 Daniell-Element
• 2.1a Metallische Bindung
• 2.2 Standardelektrodenpotential und NHE
  • 2.2.1 Standardwasserstoffhalbzelle (Normalwasserstoffelektrode, NHE)
  • 2.2.2 Standardelektrodenpotential von Zink
• 2.3 Festlegung für das Vorzeichen der Standardelektrodenpotentiale (Normalpotentiale)
  • 2.3.1 Standardelektrodenpotential von Kupfer
• 2.4 Die elektromotorische Kraft (EMK)
• 2.5 Elektrochemische Spannungsreihe
  • 2.5.1 Standardelektrodenpotential der Chlorknallgaszelle
  • 2.5.2 Anwendung der Spannungsreihe
  • 2.5.3 Zusammenfassung wichtiger Begriffe
• 2.6 Konzentrationszelle
• 2.7 Nernst-Gleichung

3 Elektrolyse

• 3.1 Elektrolyse einer Zinkbromid-Lösung (Zinkiodid)
• 3.2 Elektrolyse einer Kupfer(II)-chloridlösung
• 3.3 Zersetzungsspannung

4 Anwendungen (Elektrochemie II)

• 4.1 Volta-Element
• 4.2 Bleiakkumulator
• 4.3 Brennstoffzelle
• 4.4 Weitere Batterien  |  → Alkali-Mangan-Batterie
• 4.5 Akkumulatoren
• 4.6 Herstellung von Stoffen (erzwungene Redoxreaktionen)  |  → Raffination von Kupfer
• 4.7 Korrosion
  • 4.7.3 Beispiele für elektrochemische Korrosionen
  • 4.7.4 Einfluss von CO₂ auf die Korrosion
  • 4.7.5 Sauerstoffkorrosion – Rosten von Eisen
  • 4.7.6 Korrosionsschutz

Auf einen Blick – die wichtigsten Aussagen

Häufige Fragen – Elektrochemie

Lernkarten – Elektrochemie

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Weiter im Kapitel Elektrochemie

→ Kapitel 1: Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen → Elektrochemie II: Anwendungen

🔁 Grundlagen: Redoxreaktionen (Kl. 9) · Oxidationszahlen (Kl. 9)

📚 Weitere Kapitel der Kursstufe: Energetik & Thermodynamik · Gleichgewichtsreaktionen