Aufstellen von Reaktionsgleichungen

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Allgemeines über Reaktionsgleichungen[Bearbeiten]

Typische chemische Reaktion: Verbrennung von Holz

Bei chemischen Reaktionen wandeln sich grundsätzlich Ausgangsstoffe, Edukte genannt, in Endprodukte um.

Chemische Reaktionen sind oft begleitet von

  • Wärmefreisetzung (exotherme Reaktionen) oder von notwendiger
  • Zufuhr von Wärme (endotherme Reaktionen).

Mehr zur Energetik chemischer Reaktionen: Physikalische Chemie

Reaktionsgleichungen in der Chemie beschreiben den Verlauf einer Reaktion.

Reaktionsgleichungen in der Chemie beschreiben zunächst einmal:

  • Die Ausgangsstoffe einer Reaktion
  • Die Endprodukte einer Reaktion

Edukte und Produkte werden durch Pfeile voneinander abgetrennt:

  • heißt dabei, die Reaktion läuft vollständig ab. Alle Edukte können sich in Produkte umwandeln, wenn die Edukte im richtigen Zahlenverhältnis zueinander stehen, dazu gleich mehr.
  • heißt dabei, die Reaktion läuft nicht vollständig ab. Alle Edukte wandeln sich makroskopisch bis zu einem bestimmten Grad in Produkte um, danach liegen Edukte und Produkte im Gleichgewicht vor. Im Gleichgewicht vorliegen bedeutet, dass sowohl die Hin- als auch die Rückreaktion ablaufen, aber die Hinreaktion ist ebenso schnell wie die Rückreaktion.

Verschiedene Edukte und verschiedene Produkte werden durch ein '+' Zeichen voneinander abgetrennt.

Es gibt unterschiedliche Verfahren, anorganische Reaktionsgleichungen einzurichten:

  • Einrichten nach dem Masseerhaltungssatz bei einfachen anorganischen Reaktionen
  • Einrichten nach dem Ladungserhaltungssatz bei komplizierteren Redoxreaktionen


Einrichten nach dem Masseerhaltungssatz[Bearbeiten]

Allgemeines Prinzip[Bearbeiten]

Nach diesem und dem folgenden Schema können für viele der einfachen anorganischen Reaktionen Reaktionsgleichungen aufgestellt werden.

  • 1. Schritt: Beschreibung von Edukten und Produkten
  • 2. Schritt: Einführung der chemischen Formeln für die Stoffe
  • 3. Schritt: Einführen der Koeffizienten
  • 4. Schritt: Einführung ganzzahliger Koeffizienten


Erstes Beispiel: Wasser[Bearbeiten]

1. Schritt: Beschreibung von Edukten und Produkten

Edukte: Wasserstoff und Sauerstoff Produkt: Wasser

2. Schritt: Einführung der chemischen Formeln für die Stoffe

Für Edukte und Produkte werden dann chemische Formeln eingesetzt:

Edukte: H2 und O2 Produkt: H2O

H2 + O2 H2O

3. Schritt: Einführen der Koeffizienten

Jetzt müssen Koeffizienten eingefügt werden, damit der Masseerhaltungssatz erfüllt wird:

Stoffmenge Edukte Produkte
Mol Wasserstoff 2 2
Mol Sauerstoff 2 1

Diese Gleichung ist also noch nicht vollständig; links stehen doppelt so viele Sauerstoffatome wie rechts. Das darf nach dem Masseerhaltungssatz nicht sein, denn auch Sauerstoffatome können sich ja nicht 'in Luft auflösen'.

Deshalb wird die Gleichung korrigiert, es werden nur die Hälfte der Stoffmenge an Sauerstoffatomen eingesetzt. An den chemischen Formeln für die Stoffe selbst darf natürlich nichts verändert werden, sehr wohl aber an den Koeffizienten (Vorzahlen):

1 H2 + 1/2 O2 1 H2O

Stoffmenge Edukte Produkte
Mol Wasserstoff 2 (= 1 * 2) 2 (= 1 * 2)
Mol Sauerstoff 1 (= 1/2 * 2) 1 (= 1 * 1)

Jetzt stellen vielleicht einige die Frage, weshalb die Sauerstoffmoleküle einfach halbiert werden dürfen. Die Antwort: Natürlich dürfen und werden nicht die Moleküle selbst halbiert; aber man kann sehr wohl an Stelle von 602.204.500.000.000.000.000.000 Sauerstoffmolekülen nur 301.102.250.000.000.000.000.000 Sauerstoffmoleküle einsetzen. Zur Erinnerung: 6,022*E+23 Teilchen stehen für die Stoffmenge von einem Mol. Ein halbes Mol kann also sehr wohl existieren.

4. Schritt: Einführung ganzzahliger Koeffizienten

Damit dieses Missverständnis von Anfang an ausgeräumt wird, werden daher vorwiegend ganzzahlige Koeffizienten verwendet. In diesem Beispiel wurde die Gleichung mit 2 multipliziert:

2 H2 + 1 O2 2 H2O


Zweites Beispiel: Eisen(III)oxid[Bearbeiten]

1. Schritt: Beschreibung von Edukten und Produkten

Eisen und Sauerstoff ergibt Eisenoxid.

2. Schritt: Einführung der chemischen Formeln für die Stoffe

Fe + O2 Fe2O3

3. Schritt: Einführen der Koeffizienten:

Der Masseerhaltungssatz ist noch nicht erfüllt:

Stoffmenge Edukte Produkte
Mol Eisen 1 2
Mol Sauerstoff 2 3

Rechnung:

  • Rechts steht doppelt so viel Eisen wie links. Eisen muss also auch auf der linken Seite verdoppelt werden.
  • Rechts stehen 3/2 mal mehr Sauerstoff als links. Der Sauerstoff muss also auf der linken Seite den Koeffizienten 3/2 erhalten.

2 Fe + 3/2 O2 Fe2O3

Jetzt stimmt der Masseerhaltungssatz:

Stoffmenge Edukte Produkte
Mol Eisen 2 2
Mol Sauerstoff 3 3

Letzter Schritt: Einführung ganzzahliger Koeffizienten:

Multiplikation mit 2:

4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3


Drittes Beispiel: Bariumhydroxid[Bearbeiten]

Dieses Prinzip kann auch bei schwierigeren Gleichungen angewendet werden.

Hierbei kümmert man sich um Wasserstoff und Sauerstoff oft erst später, weil er meist in beliebiger Menge in wässrigen Lösungen und in der Luft vorkommt (Wasserstoff aber natürlich nicht in elementarer Form). Allgemein sollten in Reaktionsgleichungen zuerst diejenigen Elemente ausgeglichen werden, die möglichst wenig vorkommen, dann erst diejenigen, die öfter auftauchen.

1. Schritt: Beschreibung von Edukten und Produkten

Bariumnitrid und Wasser ergeben Bariumhydroxid und Ammoniak

2. Schritt: Einführung der chemischen Formeln für die Stoffe

Ba3N2 + H2O Ba(OH)2 + NH3

(Diese chemischen Formeln können z.B. aus Büchern entnommen werden)

3. Schritt: Einführen der Koeffizienten

Der Masseerhaltungssatz ist noch nicht erfüllt:

Stoffmenge Edukte Produkte
Mol Barium 3 1
Mol Stickstoff 2 1
Mol Sauerstoff 1 2
Mol Wasserstoff 2 5

Rechnung:

  • Links steht dreimal so viel Barium wie rechts. Barium muss also auch auf der rechten Seite den Koeffizienten 3 erhalten.
  • Links stehen doppelt so viel Stickstoff wie links. Der Stickstoff muss also auf der rechten Seite auch verdoppelt werden.
  • Um Wasserstoff und Sauerstoff kümmern wir uns gleich.

Ba3N2 + H2O 3 Ba(OH)2 + 2 NH3

Der Massererhaltungssatz ist jetzt für Barium und Stickstoff erfüllt:

Stoffmenge Edukte Produkte
Mol Barium 3 3
Mol Stickstoff 2 2
Mol Sauerstoff 1 6
Mol Wasserstoff 2 12

Frage am Rande: Wie kommt man auf 12 Mol Wasserstoff?

  • Ba(OH)2 enthält 2 Mol Wasserstoff
  • 3 Ba(OH)2 enthält 3*2 Mol=6 Mol Wasserstoff
  • NH3 enthält 3 Mol Wasserstoff
  • 2 NH3 enthält 2*3 Mol=6 Mol Wasserstoff
  • 6 Mol Wasserstoff + 6 Mol Wasserstoff = Insgesamt 12 Mol Wasserstoff auf der Produktseite

Ähnlich läuft die Rechnung für den Sauerstoff ab. (Ausprobieren...)

Nächster Teilschritt: Ausgleich von Wasserstoff und Sauerstoff

Jetzt bleibt nur noch Wasserstoff und Sauerstoff zu korrigieren.

Rechnung:

  • Rechts steht sechsmal so viel Sauerstoff wie links. Sauerstoff muss also auch auf der linken Seite den Koeffizienten 6 erhalten.
  • Rechts steht sechsmal so viel Wasserstoff wie links. Der Wasserstoff muss also auf der linken Seite auch versechsfacht werden.
  • Wasserstoff und Sauerstoff erhalten wir in diesem Fall aus dem Wasser:

Ba3N2 + 6 H2O 3 Ba(OH)2 + 2 NH3

Masseerhaltungssatz ist erfüllt:

Stoffmenge Edukte Produkte
Mol Barium 3 3
Mol Stickstoff 2 2
Mol Sauerstoff 6 6
Mol Wasserstoff 12 12

Letzter Schritt: Einführung ganzzahliger Koeffizienten

Entfällt in diesem Beispiel. Die fertige Gleichung lautet also:

Ba3N2 + 6 H2O 3 Ba(OH)2 + 2 NH3


Einrichten nach dem Ladungserhaltungssatz[Bearbeiten]

Allgemeines Prinzip[Bearbeiten]

Ebenso, wie bei einer Reaktion keine Masse verloren gehen kann - von einem kleinen Massedefekt einmal abgesehen, den Einstein einst postulierte - kann auch keine Ladung verlorengehen.

Bei einer Redoxreaktion, also einer Reaktion bei der eine Oxidation stattfindet, muss gleichzeitig auch eine Reduktion stattfinden und umgekehrt.

Hierfür ein Beispiel:

Kupferoxid + elementares Magnesium elementares Kupfer + Magnesiumoxid

Magnesium wird oxidiert:

Mg Mg2+ + 2 Elektronen

Die freiwerdenden Elektronen gehen jedoch sofort weiter an einen Reaktionspartner. Ladungen gehen nicht verloren:

Cu2+ + 2 Elektronen Cu

Generell besteht die Aufstellung von Redoxgleichungen aus den folgenden Schritten.

  • Beschreiben von Edukten und Produkten
  • Einsetzen von chemischen Formeln
  • Ermitteln der Oxidationszahlen
  • Aufteilen der Gesamtreaktion in Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion
  • Ladungsbilanz
  • Ausgleich von Wasserstoff und Sauerstoff
  • Kontrolle der Ladungsbilanz
  • Überführen der Ionengleichung in eine vollständige Reaktionsgleichung
  • Ganzzahlige Koeffizienten


Beschreiben von Edukten und Produkten[Bearbeiten]

Wie man sich das Prinzip der Ladungserhaltung bei der Einrichtung von Reaktionsgleichungen zunutze machen kann, wird am Besten an einem Beispiel deutlich. Ein beliebtes Klausurbeispiel:

"Kaliumpermanganat oxidiert in schwefelsaurer Lösung Eisen(II) zu Eisen(III). Stelle die Reaktionsgleichung auf!"

Kaliumpermaganat und Eisen(II) ergibt Mangan(II) und Eisen(III)

(Die Kenntnis, dass Kaliumpermanganat zu Mangan(II) reduziert wird, setzt die Literatur dabei oft stillschweigend voraus.)


Einsetzen von chemischen Formeln[Bearbeiten]

Oft werden der Einfachheit halber Ionengleichungen durch Wegstreichen überflüssiger Ionen eingeführt, die nicht an dem Redoxprozess beteiligt sind (d.h. sie ändern ihre Oxidationszahlen bei der Reaktion nicht). In der Regel sind dies Alkalimetalle und Erdalkalimetalle:

Kaliumpermanganat: KMnO4

Für die folgenden Schritte verwenden wir der Einfachheit halber die Ionenform

  • Permanganat MnO4-
  • Mangan(II): Mn2+
  • Eisen(II): Fe2+
  • Eisen(III): Fe3+

Um den Sauerstoff aus dem Permanganat kümmern wir uns gleich, ein Paar Schritte weiter (O2--Ionen gibt es bekanntlich nicht, wir formulieren ihn aber in diesem Schritt der Einfachheit halber erst einmal so).

MnO4- + Fe2+ Mn2+ + 4 O2- + Fe3+


Ermitteln der Oxidationszahlen[Bearbeiten]

Siehe auch: Oxidationszahlen

+7 -2    +2     +2       -2    +3
MnO4- + Fe2+  Mn2+ + 4 O2- + Fe3+

Übrigens nicht verwirrt sein: Bei einigen wenigen Beispielen sind sogar Brüche für Oxidationszahlen möglich. Das liegt dann daran, dass sich die Elektronen nicht gleichmäßig auf die Atome verteilen. Im nächsten Schritt dürfen dafür auch halbe und gedrittelte Elektronen verwendet werden. Aber bitte dann vor Ermittlung der Ladungsbilanz (5. Schritt) die entsprechende Teilgleichung mit dem Nenner der Elektronenzahl multiplizieren, damit im Endergebnis keine gevierteilten Elektronen stehen bleiben!


Aufteilen der Gesamtreaktion in Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion[Bearbeiten]

Reduktion: Erniedrigung der Oxidationszahl

Es werden Elektronen zur Reduktion benötigt, daher steht die Zahl der benötigten Elektronen auf der Eduktseite links. Die Differenz der Oxidationszahlen, multipliziert mit eventuellen Koeffizienten und tiefgestellten Zahlen ergibt die Zahl der benötigten Elektronen.

+7 -2                      +2       -2
Mn O4- + 5 Elektronen   Mn2+ + 4 O2-

Oxidation: Erhöhung der Oxidationszahl

Es werden Elektronen bei der Oxidation abgegeben, daher steht die Zahl der abgegebenen Elektronen auf der Produktseite rechts. Die Differenz der Oxidationszahlen, multipliziert mit eventuellen Koeffizienten und tiefgestellten Zahlen ergibt die Zahl der abgegebenen Elektronen.

+2        +3
Fe2+  Fe3+ + 1 Elektron

(Faustregel: Auf die Seite, in der die höhere relevante Oxidationszahl steht, wird auch die Zahl der Elektronen geschrieben. In dem Beispiel oben ist der Sauerstoff beispielsweise nicht relevant; er ändert seine Oxidationszahl nicht. Relevant sind Mangan und Eisen)


Ladungsbilanz[Bearbeiten]

Es werden, wie oben besprochen, ebensoviele Elektronen abgegeben wie aufgenommen. Die Ladungsbilanz stimmt also noch nicht:

Zahl der Elektronen: Oxidation = 1 und Reduktion = 5

Die Gleichung der Oxidation muss also mit 5 multipliziert werden, damit die Gleichung stimmt.

MnO4- + 5 Elektronen Mn2+ + 4 O2-

5 Fe2+ 5 Fe3+ + 5 Elektronen

MnO4- + 5 Fe2+ Mn2+ + 4 O2- + 5 Fe3+

Die Zahl der Elektronen fällt jetzt weg, da auf beiden Seiten das Gleiche steht.

Jetzt stimmt nämlich die Ladungsbilanz:

Zahl der Elektronen: Oxidation = 5 und Reduktion = 5


Ausgleich von Wasserstoff und Sauerstoff[Bearbeiten]

Es gibt bekanntlich keine freien O2--Ionen. Jetzt gibt es einen Trick: Diese Reaktion spielt sich in Lösung ab. Und in Lösung steht Wasser in verhältnismäßig unbegrenzter Menge zur Verfügung, und damit auch H3O+ (Oxoniumionen, oft auch vereinfacht nur als H+ geschrieben) und OH- Ionen, die durch Autoprotolyse des Wassers gebildet werden.

Faustregeln:

In saurer Lösung (Schreibweise "H+" für Oxoniumionen):

  • Jedes O2- ersetzen durch H2O
  • Andere Seite des Rktpfeils: 2 H+-Ionen je freiem O2- einfügen
  • 2 H+ + XO X2+ + H2O

In saurer Lösung (Schreibweise "H3O+" für Oxoniumionen):

  • Jedes O2- ersetzen durch 3 H2O
  • Andere Seite des Rktpfeils: 2 H3O+-Ionen je freiem O2- einfügen
  • 2 H3O+ + XO X2+ + 3 H2O

In neutraler Lösung:

Entweder wie saure oder wie basische Lösung.

  • H2O + XO X2+ + 2 OH-

In basischer Lösung

  • Jedes O2- ersetzen durch 2 OH-
  • Andere Seite des Rktpfeils: H2O je freiem O2- einfügen
  • H2O + XO X2+ + 2 OH-

In diesem Falle:

MnO4- + 5 Fe2+ Mn2+ + 4 O2- + 5 Fe3+

wird mit der Information aus der Aufgabenstellung "in saurer Lösung" zu:

MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+


Kontrolle der Ladungsbilanz[Bearbeiten]

Eduktseite: 1*(-1) + 5*(+2) + 8*(+1) = -1 + 10 + 8 = 17 Produktseite: 1*(+2) + 5*(+3) = 2 + 15 = 17

Summe der hochgestellten Ladungen: Eduktseite = +17; Produktseite = +17

Stimmt. Fertige Ionengleichung:

MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+


Überführen der Ionengleichung in eine vollständige Reaktionsgleichung[Bearbeiten]

MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+

wird durch Ersetzen von:

  • MnO4- durch KMnO4 (Formel für Kaliumpermanganat)
  • H+ durch H2SO4 (Bei Redoxvorgängen mit KMnO4 wird normalerweise immer Schwefelsäure verwendet; auf keinen Fall Salzsäure, weil dadurch giftiges Chlorgas entstehen würde!)
  • Fe2+ durch FeSO4 (ist am einfachsten, weil SO42--Ionen ja durch die Schwefelsäure bereits im Überschuss vorhanden sind.)
  • Fe3+ durch 1/2 Fe2(SO4)3 (irgendwo müssen die SO42--Ionen ja hin...)

zu der Reaktionsgleichung (mit Hilfe des Masseerhaltungssatzes):

KMnO4 + 5 FeSO4 + 4 H2SO4 MnSO4 + 4 H2O + 2,5 Fe2(SO4)3 + 0,5 K2SO4

Masseerhaltung gewährleistet:

Edukte Produkte
K 1 1
Mn 1 1
O (ohne SO4) 4 4
Fe 5 5
SO4 9 9
H 8 8

Dieser Schritt ist oft ein schwieriger Schritt, weil hier wirklich chemisches Hintergrundwissen verlangt wird, z.B. in diesem Beispiel, dass zusammen mit Kaliumpermanganat Schwefelsäure eingesetzt werden muss.


Ganzzahlige Koeffizienten[Bearbeiten]

Multiplikation mit 2:

2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4

Fertig ist die Reaktionsgleichung!