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| Aufgabe | | Cu + [mm]4HNO_{3}[/mm] [mm] \to[/mm] [mm]Cu(NO_{3})_{2}[/mm] + [mm]2NO_{2}[/mm] + [mm]2H_{2}O[/mm] |
Mein Problem besteht jetzt darin, dass ich nicht weiß, was für eine Oxidationszahl ich dem Cu in [mm]Cu(NO_{3})_{2}[/mm] zuordnen soll. Aber es muss auf jeden Fall positiv sein und ich bin auch sicher, dass es sich um eine Redoxreaktion handelt, da Cu oxidiert wird und N wahrscheinlich reduziert.
Ich schreib mal die Oxidationszahlen von links nach rechts, soweit ich sie habe: (O wird nur einmal auf jeder Seite erwähnt, da es sich nicht verändert)
links:
Cu=0 H=+1 N=+5 O=-2
rechts:
Cu= ? N=? O=-2 N=+4 H=+1
[mm]Cu(NO_{3})_{2}[/mm] Cu muss also diejenige Zahl erhalten, die N+O ausgleicht, da [mm](NO_{3})_{2}[/mm] + Cu = Oxidationszahl 0
Wenn ich nach dem Periodensystem gehe, müsste N die OZ -3 erhalten.
Dann müsste Cu +18 sein....was ja wohl kaum stimmen kann.
Und selbst wenn ich ich die 2 am Rand weglassen würde, hätte Cu noch immer ne OZ von +9.
Ich bräuchte also bitte nochmal Hilfe.
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(Antwort) fertig  | | Datum: | 17:00 Mi 13.06.2007 | | Autor: | Loddar |
Hallo Isabell!
Da Du sowohl rechts als auch links das Nitrat-Ion [mm] $NO_3^-$ [/mm] vorliegen hast, wird innerhalb des [mm] $Cu(NO_3)_2$ [/mm] das Stickstoffatom jeweils dieselbe OZ haben (nämlich +5). Es wird nämlich nicht der gesamte Stickstoff in dieser Reaktion reduziert.
Zur Vereinfachung kannst Du Dir auch merken, dass [mm] $NO_3^-$ [/mm] die Gesamtladung -1 hat. Was bedeutet dass also für das $Cu_$ in dieser Verbindung?
Gruß
Loddar
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Wenn ein Ion vorliegt, muss die OZ am Ende nicht O sondern -1 betragen:
also Cu+N+ [mm]O_{3}[/mm] =-1
Nach meiner Überlegung müsste das Cu also weiterhin eine OZ von 0 haben.
dann würde also weder Oxidation, noch Reduktion stattfinden.
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Hallo isabell,
Kupfer(II)nitrat ist ein ionisch aufgebautes Salz, dessen Formeleinheit [mm] Cu(NO_{3})_{2} [/mm] keine Ladung trägt, also elektrisch neutral ist.
Das Nitration [mm] NO_{3}^{-} [/mm] trägt aber eine negative elektrische Ladung.
Folglich muss, damit eine Formeleinheit Kupfer(II)nitrat weiterhin elektrisch neutral ist, die negative elektrische Ladung von zwei Nitrationen durch das Kupfer ausgeglichen werden.
Ergo trägt das Kupferion die Ladung 2+, bzw. hat die Oxidationszahl +II.
In deiner Redoxgleichung
Cu + 4 [mm] HNO_{3} [/mm] --> [mm] Cu(NO_{3})_{2} [/mm] + 2 [mm] H_{2}O [/mm] + 2 [mm] NO_{2}
[/mm]
werden die Stickstoffatome von 2 Salpetersäuremolekülen von der Oxidationsstufe +V auf +IV reduziert (zum Stickstoffdioxid); bei zwei weiteren Salpetersäuremolekülen ändert sich die Oxidationszahl nicht - sie bleiben als Nitrationen die Anionen des Kupfersalzes.
Vielleicht hst Du dabei den Überblick verloren.
LG, Martinius
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ach so, also sind die Teilgleichungen:
Cu [mm] \to[/mm] [mm]Cu^{2+}[/mm] + [mm] 2e^{-} [/mm] :Oxidation
[mm]N^{5+}[/mm] + $ [mm] e^{-} \to [/mm] $ [mm]N^{4+}[/mm] :Reduktion
also doch Redox, oder hab ich da schon wieder was falsch verstanden?
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Hallo Isabell,
dass es sich um eine Redoxreaktion handelt, httest Du ja schon in deinem ersten post ganz richtig bemerkt.
Die Oxidationsteilgleichung ist korrekt. Nur die Reduktionsgleichung stimmt nicht ganz, da es sich bei Stickstoff um Oxidationszahlen handelt - die man mit römischen Ziffern kennzeichnet - und nicht um Ionen.
Übrigens: man kann die Oxidationszahl des Kupfers natürlich auch über die Oxidationszahlen des Kupfernitrats bestimmen; da Sauerstoff im Nitrat der elektronegativere Bindungspartner ist, hat er negative Oxidationszahlen; Stickstoff und Kupfer hingegen positive:
[mm] Cu(NO_{3})_{2} [/mm]
Sauerstoff: 6 * -II = -XII
Stickstoff: 2 * +V = +X
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Kupfer + II
LG, Martinius
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 17:12 Do 14.06.2007 | | Autor: | isabell_88 |
danke für eure Hilfe, ich glaube, jetzt hab ich das Prinzip kapiert
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