22. Wasserstoff als Reduktionsmittel
Von der Versuchsbeobachtung zur Formulierung einer Reaktion
Leitet man Wasserstoff über schwarzes Kupferoxidpulver ($ \mathrm { CuO } $), dann wird es unter Aufglühen in rotes Kupferpulver umgewandelt und an den weniger erwärmten Wänden des Verbrennungsrohres bilden sich Wassertröpfchen. Diese Beobachtungen weisen auf den Ablauf einer chemischen Reaktion hin, denn es findet ein Energieumsatz (Aufglühen, also exotherme Reaktion) statt und es bilden sich neue Stoffe mit neuen Eigenschaften. Um die Reaktion in Gang zu bringen muß vorher erhitzt werden.
Folgende Gleichung erhält man, wenn die bei der Reaktion beteiligten Ausgangsstoffe und die beobachteten Reaktionsprodukte einsetzt:
$ \mathrm { CuO + H_{2} \; \longrightarrow \; Cu + H_{2}O + 130,7 \ kJ } $
$\scriptsize \mathrm {\mathsf {\underset {\normalsize {(schwarz)}}{Kupferoxid} + Wasserstoff} \; \longrightarrow \; \scriptsize {\mathsf {\underset {\normalsize {(rotbraun)}}{Kupfer} + Wasser + Energie}}} $
Zahl der abgegebenen Sauerstoffatome muß Zahl der aufgenommenen Sauerstoffatome entsprechen
Eine Redoxreaktion
Versuch 2 beschreibt einen wichtigen Reaktionstyp der Chemie. Da dem Kupferoxid Sauerstoff entzogen wird, sagt man: Das Kupferoxid wird reduziert. Der Wasserstoff bindet den Sauerstoff, also wird der Wasserstoff oxidiert. Oxidationsvorgänge sind immer mit Reduktionsvorgängen gekoppelt.Dies ist ein allgemein gültiges chemisches Gesetz, man spricht von Redoxvorgängen.
| Reduktion: | $ \mathrm { CuO \longrightarrow Cu \ + < O > } $ |
| Oxidation: | $ \mathrm { H_{2} \ + < O > \ \longrightarrow H_{2}O } $ |
| Redoxreaktion: | $ \mathrm { CuO + H_{2} \longrightarrow Cu + H_{2}O } $ |
Die eckige Klammer in der Gleichung oben besagt, dass sich der Sauerstoff sofort nach der Abspaltung aus dem Oxid mit Wasserstoff verbindet. Will man eine Redoxgleichung aufstellen, dann kann die Aufteilung in zwei Teilgleichungen sehr hilfreich sein. Dazu müssen nur die Teilgleichungen addiert werden.
| Reduktion: | $ \mathrm { Fe_{2}O_{3} \longrightarrow 2 \ Fe \ + 3 < O > } $ |
| Oxidation: | $ \mathrm { H_{2} \ + < O > \ \longrightarrow H_{2}O } \ \ | \cdot 3 $ |
| Redoxreaktion: | $ \mathrm { F_{2}O_{3} + 3 \ H_{2} \longrightarrow 2 \ Fe + 3 \ H_{2}O } $ |
Einfache Redoxvorgänge
Auch andere Elemente oder Verbindungen können als Reduktionsmittel auftreten, nicht nur Wasserstoff. Ebenso verhält es sich mit den Oxidationsmitteln. Als Beispiel für eine weitere Redoxreaktion dient Versuch 3:
| Reduktion: | $ \mathrm { PbO \longrightarrow Pb \ + < O > } \ \ | \cdot 2$ |
| Oxidation: | $ \mathrm { C + O_{2} \ \longrightarrow CO_{2} } $ |
| Redoxreaktion: | $ \mathrm { 2 \ PbO + C \longrightarrow 2 \ Pb + CO_{2} } $ |
Redoxvorgänge spielen in der Industrie eine sehr große Rolle, beispielsweise bei der Gewinnung von Roheisen im Hochofen. Der wichtigste Vorgang ist die Reduktion von Eisenoxid (Fe2O3) mit Kohlenstoffmonoxid (CO):
| Reduktion: | $ \mathrm { Fe_{2}O_{3} \longrightarrow 2 \ Fe \ + 3 < O > } $ |
| Oxidation: | $ \mathrm { CO \ + < O > \ \longrightarrow CO_{2} } \ \ | \cdot 3 $ |
| Redoxreaktion: | $ \mathrm { F_{2}O_{3} + 3 \ CO \longrightarrow 2 \ Fe + 3 \ CO_{2} } $ |
Grundsätzlich kommt es bei den Redoxvorgängen, an denen Sauerstoff beteiligt ist, darauf an, die Summe der Abgegebenen und Aufgenommenen Sauerstoffatome durch entsprechende Multiplikation der Gleichungen auszugleichen.
Formuliere zuerst Teilgleichungen der folgenden Redoxgleichungen, dann stelle sie vollständig auf:
$ \quad \mathrm{H_2O + Al \longrightarrow H_2 + Al_2O_3} $
$ \quad \mathrm{H_2O + C \longrightarrow H_2 + CO} $
$ \quad \mathrm{KNO_3 + Fe \longrightarrow KNO_2 + Fe_2O_3} $
$ \quad \mathrm{MnO_2 + Al \longrightarrow Mn + Al_2O_3} $
$ \quad \mathrm{KNO_3 + Na_2S \longrightarrow KNO_2 + Na_2SO_4} $
Notiere welche Oxidations- bzw. Reduktionsmittel bei den Reaktionen eine Rolle spielen.