Chemische Reaktionen¶

Energetik bei chemischen Reaktionen

Bei einer chemischen Reaktion findet sowohl Stoff- als auch Energieumsatz statt. Die Aktivierungsenergie ist die Energie, die man zuführen muss, damit eine Reaktion mit merklicher Geschwindigkeit einsetzt.

../../_images/aktivierungsenergie.jpg — Aktivierungsenergie¶

Die Reaktionsenthalpie $Δ H$ ist der Energieumsatz einer chemischen Reaktion. Bei einer exothermen Reaktion wird Energie nach außen abgegeben, also gilt: $Δ H < 0$ . Beispiel: $2 H_{2} + O_{2} \to 2 H_{2} O$ ; $Δ H = - 285.8 \frac{k J}{m o l}$ .

../../_images/exotherme.png — Exotherme Reaktion¶

Bei einer endothermen Reaktion wird Energie von außen aufgenommen, also gilt: $Δ H > 0$ . Beispiel: $6 C O_{2} + 6 H_{2} O \to C_{6} H_{12} O_{6} + 6 O_{2}$ ; $Δ H = + 2825 \frac{k J}{m o l}$ .

../../_images/endotherme.jpg — Endotherme Reaktion¶

Ein Katalysator ist ein Reaktionsbeschleuniger, der nach der Reaktion selbst wieder unverändert vorliegt. Die Erniedrigung der Aktivierungsenergie ist die Folge der Oberflächenwirkung eines festen Katalysators. Die Oberflächenmoleküle des Katalysators sind nur nach innen voll beansprucht, nach außen sind noch Valenzen frei. Durch diese Oberflächenkräfte werden z. B. Wasserstoffatome angezogen und aus ihren Verbindungen mit Sauerstoff getrennt.

../../_images/katalysator1.jpg — Katalysator¶

Aufgabe 1

Bei chemischen Reaktionen spielt der Stoffausgleich eine wichtige Rolle. Machen Sie den Stoffausgleich bei folgenden Reaktionen.

$N O + O_{2} \to N O_{2}$
$C a C O_{3} + H C l \to C a C l_{2} + C O_{2} + H_{2} O$
$F e_{2} O_{3} + C O \to F e + C O_{2}$
$C_{5} H_{12} + O_{2} \to C O_{2} + H_{2} O$
$N H_{3} + N O \to N_{2} + H_{2} O$
$C_{6} H_{12} O_{6} + O_{2} \to C O_{2} + H_{2} O$
$N H_{3} + O_{2} \to N O + H_{2} O$
$P b O + C \to C O_{2} + P b$
$F e + S \to F e S_{2}$
$F e + O_{2} \to F e O$
$Z n S + O_{2} \to Z n O + S O_{2}$
$F e + O_{2} \to F e_{3} O_{4}$
$B a O_{2} \to B a O + O_{2}$
$F e_{2} O_{3} + A l \to A l_{2} O_{3} + F e$
$N H_{3} + O_{2} \to N O + H_{2} O$
$N O_{2} + H_{2} O + O_{2} \to H N O_{3}$
$F e C O_{3} + O_{2} \to F e_{2} O_{3} + C O_{2}$
$N a O H + H_{2} C O_{3} \to N a_{2} C O_{3} + H_{2} O$
$C u_{2} S + F e \to C u + F e S$
$C l_{2} + K B r \to K C l + B r_{2}$
$C u O + F e \to C u + F e_{3} O_{4}$
$N H_{3} + C O_{2} + H_{2} O + C a S O_{4} \to C a C O_{3} + (N H_{4})_{2} S O_{4}$
$P b (N O_{3})_{2} \to P b O + N O_{2} + O_{2}$
$K M n O_{4} + H C l \to K C l + H_{2} O + M n C l_{2} + C l_{2}$
$F e S_{2} + O_{2} \to F e_{2} O_{3} + S O_{2}$
$P b_{3} O_{4} + A l \to A l_{2} O_{3} + P b$
$A l (O H)_{3} + H_{2} S O_{4} \to A l_{2} (S O_{4})_{3} + H_{2} O$
$C_{6} H_{12} O_{6} + O_{2} \to C O_{2} + H_{2} O$
$H_{3} P O_{4} + C a (O H)_{2} \to C a_{3} (P O_{4})_{2} + H_{2} O$
$I_{2} + C l_{2} + H_{2} O \to H I O_{3} + H C l$
$P b O_{2} + H I \to P b I_{2} + I_{2} + H_{2} O$
$C_{6} H_{6} + O_{2} \to C O_{2} + H_{2} O$

Redoxreaktionen

Zink reagiert mit Sauerstoff und es entsteht Zinkoxid: $2 Z n + O_{2} \to 2 Z n O$ . Bei dieser Reaktion entstehen zunächst $Z n^{2 +}$ - und $O^{2 -}$ -Ionen:

$2 Z n \to 2 Z n^{2 +} + 4 e^{-}$ (Elektronenabgabe)
$O_{2} + 4 e^{-} \to 2 O^{2 -}$ (Elektronenaufnahme)

Diese Reaktion ist eine Redoxreaktion, weil ein Elektronenaustausch zwischen den Reaktionspartner stattfindet.

Die Anzahl der abgegebenen und der aufgenommenen Elektronen muss dabei immer gleich sein. Ein Stoff, der Elektronen abgibt, wird Reduktionsmittel genannt. Ein Stoff, der Elektronen aufnimmt, wird Oxidationsmittel genannt. Elektronenaufnahme wird Reduktion genannt. Elektronenabgabe wird Oxidation genannt. Atome geben nur dann Elektronen ab, wenn gleichzeitig Reaktionspartner diese Elektronen aufnehmen. Jede Oxidation verlangt eine gleichzeitige Reduktion und umgekehrt.

Reaktion zwischen Zink und Chlor:

Oxidation: $Z n \to Z n^{2 +} + 2 e^{-}$ ; $Z n$ ist Reduktionsmittel.
Reduktion: $C l_{2} + 2 e^{-} \to 2 C l^{-}$ ; $C l_{2}$ ist Oxidationsmittel.
Redoxreaktion: $Z n + C l_{2} \to Z n C l_{2}$

Aufgabe 2

Notieren Sie folgende Redoxreaktionen.

Reaktion zwischen Aluminium und Sauerstoff zu $A l_{2} O_{3}$ .
Elementares Kupfer $C u$ wird in salpetersaure Lösung $H N O_{3}$ gegeben. Hierbei entstehen Kupfer-Ionen $C u^{2 +}$ sowie Stickstoffmonoxid $N O$ :

$C u + H N O_{3} \to C u^{2 +} + N O$ .
Iodid-Ionen $I^{-}$ reagieren in saurer Lösung mit Bromat-Ionen $B r O_{3}^{-}$ unter Bildung von Iod-Molekülen $I_{2}$ und Bromid-Ionen $B r^{-}$ .
Permanganat $M n O_{4}^{-}$ und Iodid $I^{-}$ reagieren in basisch wässriger Lösung. Es entsteht Manganat $M n O_{4}^{2 -}$ und Periodat $I O_{4}^{-}$ :

$M n O_{4}^{-} + I^{-} \to M n O_{4}^{2 -} + I O_{4}^{-}$ .