Gruppierung chemischer Reaktionen

1. Oxidation

VEine Kerze wird angezündet
BDie Kerze wird angezündet (gelbe Flamme)
Eexotherme Reaktion: Licht und Wärme
C15H32 + 23 O2 → 15 CO2 + 16 H2O (g)
Wachs(eigentlich ist Wachs ein Gemisch)

Reaktionen mit Sauerstoff nennt man Oxidation.

VDie brennende Kerze wird in Gas gestellt:

  1. N2
  2. O2

B

  1. die Flamme geht aus
  2. gelbe Flamme

EHier liegt tatsächlich eine Reaktion mit O2 vor.

Zusammensetzung von Luft

Gasglocke Gasglocke
Die Gasglocke füllt sich mit Rauch BDie Flüssigkeit hat sich von gelb nach rot verfärbt.

(Farbstoff in Wasser) ca. 1/5 weniger V (Gas)

E4 P + 5 O2→ P4O10

Wertigkeit P: V

⇒ In Luft befindet sich ca. 20% Sauerstoff.

Das Phosphoroxid hat sich in Wasser aufgelöst und dabei die Farbe geändert.

Luftzusammensetzung

Luftzusammensetzung

Stickstoffgas 78, 08 % N2
Sauerstoffgas 20, 95 % O2
Argon 0, 933 % Ar
Kohlenstoffgas 0, 036 % CO2
Neon 0, 0018 % Ne
Helium 0, 0005 % He
weitere Bestandteile Wasserdampf, Staub

Luftverschmutzung

Die moderne Zivilisation bring in zunehmendem Maß schädlich wirkende Stoffe in de Atmosphäre.
z.B. Kohlenstoffdioxid (CO2)

Treibhauseffekt

Folgen der Erderwärmung:

Was können wir tun?

NameFormelQuelleProblematik / Besonderheiten
Ozon O3 NO2→NO
Autobahnen
Starke Reaktion
  • Zellmembranen
  • Stoffwechselprodukte
  • Stört Photosynthese
  • Kautschuk / Kunststoffe
  • Atemwege
Schwefeldioxid SO2 Erdöl, Kohle
Verbrennung
Oxidation in Sümpfen
(Metallgewinnung)
  • Versauerung, Rosten
  • Waldsterben
Stickstoff­oxid NO2
NO
Verbrennungen an der Luft, Gewitter, BakterienKann in Verbindung mit Regen zu Nitraten führen → Düngung
sehr giftig, führt zur Bildung von Ozon
Halogen­wasser­stoffe:
Chlormethan
Flurkohlen­wasserstoffe (FCKWs)
CH3Cl
CFCl3
CFCl2
Chemische Reaktionen im MeerwasserIn der Atmosphäre freisetzung von Cl-Atomen durch Reaktion durch Licht → Ozon wird durch Cl-Atome zersetzt. Es wird mehr Ozon zersetzt als Produziert wird:
  • Entstehung eines Ozonlochs
  • Ungiftig
  • Nicht Brennbar
Kohlen­wasserstoffe CxHy Erdölförderung
Fäulnisprozesse
Aufbereitung, Vorrats- und Transportbehälter
Krebserregend
Benzol
Schadstoffe
Kohlen­wasserstoff­monoxid CO unvollständige Verbrennung
(z.B. Auto)
  • Atemgift (verhindert den O2 Transport im Blut)
  • Wird in der Atmosphäre schnell zu CO2 umgebaut.

Luftreinhaltung

Beispiele:

CO, NO, NO2, CO2, CH4

2 CO + 2 NO → N2 + 2 CO2
CH4 + 2 O2 → 2 H2O + CO2
CH4 + 4 NO → 2 H2O + CO2 + 2 N2

Kohlekraftwerk z.B. Rauchgasreinigung z.B. SO2

SO2 + H2O → H2SO3
2 H2SO3 + O2 → 2 H2SO4
CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2 + H2O

Vielfalt und Bedeutung von Oxidationsprozessen

  1. Stille Oxidation (exotherm), z.B.
    • Rosten von Eisen
      4 Fe + 3 O2 → 2Fe2O3
      ΔHR< 0
    • Zellatmung
      C6H12O6 → 6 H2O + 6 CO2
      ΔHR< 0
  2. Verbrennung, z.B.:
    • Kerze (vereinfacht)
      C12H32 + 23 O2 → 15 CO2 + 16 H2O
      ΔHR< 0
    • Magnesium:
      2 Mg + O2 → 2 MgO
    • Gasbrenner
      2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
      ΔHR< 0
  3. Explosion, z.B.:
    • Benzinmotor
      2 H2 + O2 → 2 H2O
      2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O
      ΔHR < 0

Wichtige Oxide

Calciumhydroxidlösung Ca(OH)2 (aq.)
Wir leiten das Testgas durch die Lösung.
z.B. mit einem Strohalm pusten wir Atemluft durch die Lösung
CO2 (g) + Ca(OH) (aq) → CaCO3 (s) + H2O (l)

Wichtige Oxidationsmittel:

Oxidationsmittel können Stoffe oxidieren.

C + O2 → CO2
ΔHR < 0

hier: Sauerstoffgas O2

Wichtige Säuren und Laugen:

NameFormelBedeutung
Salzsäure HCl (aq.)Entkalkung, Magensäure
Ascorbinsäure (Vitamine) lebensnotwendiger Nahrungsbestandteil
Vitamine kann der Körper nicht selbst herstellen
Natronlauge NaOH (aq.)Laugengebäck
Aluminiumherstellung
Abflussreiniger
Schwefelsäure H2SO4Batteriesäure
Herstellung von Farben
Salpetersäure HNO3Herstellung von Sprengstoffen
Kunstdünger
Ammoniak NH3Kuhstallgeruch
Düngemittel
Aminosäuren Bausteine der Proteine

Reduktion

V

BEs bilden sich Wassertröpfchen am Ende des Glasrohres: Das schwarze Kupferoxid wird kupferfarben (rot)

E CuO (s) + H2 (g) → Cu(s) + H2O (l)
Reduktion: 2 CuO → 2 Cu + O2
Oxidation: 2 H2 + O2 → 2 H2O
2 CuO + 2 H2 → 2 Cu + 2 H2O + O2
CuO + H2 → Cu + H2O (Redoxreaktion)

Reduktion
Eine chemische Reaktion bei der Sauerstoff abgegeben wird.

H2 ist bei dieser Reaktion das Reduktionsmittel.
CuO ist bei dieser Reaktion das Oxidationsmittel

Weitere Reaktionen:

C + 2 KNO3 → CO2 + 2 KNO2
C + O2 → CO2
2 KNO3 → + O2
2 KNO3 + C + O2 → 2 KNO2 + CO2 + O2

Anwendung: das Thermit-Verfahren
z.B.

Technische Anwendungen von Redoxreaktionen

z.B. die Herstellung von Eisen im Hochofen (über 3000 °C)

C + O2 → CO2
2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2

1: Eisenerz (= Fe2O3 mit Gestein) + Koks (= speziell bearbeitete Kohle) + Zuschläge (z.B. Kalk)
2: Gichtgas (CO2, CO, N2)

Die Zuschläge bilden zusammen mit dem Kalk die flüssige Schlacke. Sie verhindert die Oxidation der heißen Luft und des gewonnenen Eisens.

Hochofen
  1. Eisenerz, Koks und Zuschläge werden in den Hochofen gegeben.
  2. Die heiße Luft oxidiert mit einem Teil des Koks ⇒ Erwärmung
  3. Eisenoxid wird durch Koks reduziert ⇒ flüssiges Eisen entsteht
  4. Die Zuschläge bilden mit dem Gestein flüssige, auf dem Eisen schwimmende, Schlacke.

Materialien