Einrichten von Reaktionsgleichungen

Reaktionsgleichungen in der Chemie beschreiben den Verlauf einer Reaktion.

Es gibt unterschiedliche Verfahren, anorganische Reaktionsgleichungen einzurichten:

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

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An dieser Stelle beschränken wir uns auf das Verfahren mit den Ladungserhaltungssatz. Dieses eignet sich auch bei komplizierteren Reaktionen.

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.

Die in dem Unterkapitel Oxidation und Reduktion gezeigte Reaktion ist hierfür ein gutes Beispiel:

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

Wie man sich dies bei der Einrichtung von Reaktionsgleichungen zunutze machen kann, wird am Besten an einem Beispiel deutlich. Ein beliebtes Klausur- und Schulbuchbeispiel:

1. Schritt: Beschreiben von Edukten und Produkten

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.)

2. Schritt: Einsetzen von chemischen Formeln und Einführen der Ionengleichungen durch Wegstreichen überflüssiger Ionen, 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 MnO₄^-
• Mangan(II): Mn²⁺
• Eisen(II): Fe²⁺
• Eisen(III): Fe³⁺
• Um den Sauerstoff aus dem Permanganat kümmern wir uns gleich (O^2--Ionen gibt es bekanntlich nicht, wir formulieren ihn aber in diesem Schritt der Einfachheit halber erst einmal so).

2+ 

3. Schritt: Ermitteln der Oxidationszahlen (siehe auch Oxidationszahlen)

+7 -2    +2       +2       -2    +3
Mn O₄^- + Fe²⁺  Mn²⁺ + 4 O^2- + Fe³⁺
 

4. Schritt: Aufteilen der Gesamtreaktion in Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion

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 O^2-

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)

5. Schritt: Ladungsbilanz

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

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

MnO₄^- + 5 Elektronen  Mn²⁺ + 4 O^2-
5 Fe²⁺ 5 Fe³⁺ + 5 Elektronen

MnO₄^- + 5 Fe²⁺ Mn²⁺ + 4 O^2- + 5 Fe³⁺

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

Jetzt stimmt nämlich die Ladungsbilanz:
 

6. Schritt: Ausgleich von Wasserstoff und Sauerstoff

Es gibt bekanntlich keine freien O^2--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 für den Umgang mit freien O^2--Ionen:
 

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 O^2- + 5 Fe³⁺

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

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

7. Schritt: Zur Kontrolle noch einmal Ladungsbilanz

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

Stimmt. Fertige Ionengleichung:

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

Die nächsten Schritte können für das Verständnis erst einmal ausgeklammert werden...
 

8. Schritt: Überführen der Ionengleichung in eine vollständige Reaktionsgleichung 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 Fe2SO3 (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 Zum Masseerhaltungssatz siehe auch: [Chemieplanet > Reaktionen > Allgemeine Chemie > Reaktionsgleichungen] 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. Dieser Schritt ist deshalb oft gar nicht verlangt. 9. Schritt: Ganzzahlige Koeffizienten Multiplikation mit 2: 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4

Fertig!

Ermitteln von Reaktionsgleichungen nach dem Masseerhaltungssatz findet sich an folgender Stelle:

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Weitere nützliche Hinweise zu Reaktionsgleichungen finden sich auf folgenden Internetseiten:
 

Redoxreaktionen