Allgemeine und Anorganische Chemie/ Reaktionsschema

In diesem Kapitel sollen die Regeln erläutert werden, nach denen in der Formelsprache der Chemie ein solches Reaktionsschema (eine solche Reaktions- bzw. chemische Gleichung) formal korrekt erstellt wird. Es handelt sich dabei um ein zumeist als theoretisch und trocken empfundenes Themengebiet in der Chemie (ihr „kleines Einmaleins“), weshalb hier versucht wird, das Erstellen und die Regeln von Reaktionsschemen möglichst einfach und auch für Laien verständlich zu erläutern.

Es wird auch Reaktionsgleichung oder chemische Gleichung genannt, was jedoch missverständlicherweise an eine mathematische Gleichung erinnert: Bei einem Reaktionsschema sind jedoch links und rechts vom Reaktionspfeil völlig andersartige Stoffe wiederzufinden, während in mathematischen Gleichungen links und rechts vom Gleichheitszeichen völlig gleichwertige Ausdrücke auftauchen.

Grundsätzlicher Aufbau eines Reaktionsschemas

Eisen und Schwefel reagieren zu Eisen(II)-sulfid

In einem Reaktionsschema finden sich links vom Reaktionspfeil die Ausgangsstoffe und rechts davon die Endstoffe der Stoffumwandlung. Die beteiligten Stoffe werden dabei in Form ihrer chemisch-systematischen Namen, international jedoch als Summenformeln oder als Strukturformeln wiedergegeben. Beispiel: Ein Gemisch aus Eisen- und Schwefelpulver reagiert nach Zündung im Stoffmengen-Verhältnis 1:1 zu Eisen(II)-sulfid (Es gibt auch ein Eisensulfidmineral Pyrit, das soll hier jedoch unberücksichtigt bleiben). In Worten lautet das Reaktionsschema:

$\mathrm {Eisen+Schwefel\longrightarrow Eisen(II){-}sulfid}$.

Wenn man die Symbole der Elemente verwendet, lautet es:

$\mathrm {Fe+S\longrightarrow FeS}$.

Bestandteile und Symbole im Reaktionsschema

Zusätzlich zum Reaktionspfeil und zu den Symbolen der beteiligten Stoffe finden sich in einem Reaktionsschema in Formelschreibweise großgeschriebene Zahlen zur Wiedergabe von Stoffmengen-Verhältnissen (stöchiometrische Faktoren, Koeffizienten) sowie etwaige Angaben über die Aggregatzustände der beteiligten Stoffe (z. B. (g) für gasförmig, (l) für flüssig (lat.: liquidus), (s) für fest (lat.: solidus) oder (aq) für in wässriger Lösung) oder elektrische Ladungen der Teilchen (Ionen). Ein Pfeil nach oben hinter einer Formel zeigt bei Bedarf noch das Entweichen eines Gases aus einer Flüssigkeit oder einem Feststoff an (↑), ein Pfeil nach unten den Niederschlag eines unlöslichen Feststoffes aus einem flüssigen oder gasförmigen Reaktionsgemisch (↓).

Der Reaktionspfeil als Bestandteil des Reaktionsschemas

Der Reaktionspfeil symbolisiert die chemische Reaktion. Er wird als $\longrightarrow$ geschrieben, bei umkehrbaren Reaktionen auch als $\ \rightleftharpoons \$. Diesen Pfeil nennt man auch Gleichgewichtspfeil.

Formeln als Bestandteile von Reaktionsschemen

Kochsalzkristall im Modell

Die Ausgangs- und Endstoffe der Reaktion (Edukte und Produkte) werden in Form von Stoffnamen oder chemischen Formeln in das Reaktionsschema eingebaut. In der Regel werden hier Summenformeln benutzt, die sich aus den Symbolen der beteiligten Elemente bzw. Atomsorten und kleinen tiefgestellten Zahlen zusammensetzen. Letztere geben die Verhältnisse der Atomanzahlen bzw. Stoffmengen n der Elemente in ihren jeweiligen Verbindungen wieder:

• In Kochsalz (Natriumchlorid) ist das Stoffmengen-Verhältnis von Natrium zu Chlor n(Na) : n(Cl) = 1 : 1 (vgl. Abbildung),
• im Wasser H₂O ist es n(H) : n(O) = 2 : 1,
• im Aluminiumoxid Al₂O₃ n(Al) : n(O) = 2:3 und
• im Hexan C₆H₁₄ n(C) : n(H) = 6 : 14 = 3 : 7 (Die Verhältnisformel des gleichen Moleküls wäre daher C₃H₇ , Hexan hat hingegen die Strukturformel CH₃CH₂CH₂CH₂CH₂CH₃, was zeigt, dass eine Kette von 6 Kohlenstoffatomen und 14 Wasserstoffatomen vorliegt.).

Reaktionsschemen lesen

Beide Seiten des Schemas werden durch einen Reaktionspfeil getrennt. An ihm sieht man, ob die Reaktion vollständig abläuft oder ob sie umkehrbar und somit eine Gleichgewichtsreaktion ist: Wenn sie nicht umkehrbar ist, ist es der nach rechts zeigende Pfeil, wobei links die Ausgangsstoffe (Edukte) stehen, rechts die Endstoffe (Produkte). Bei Gleichgewichtsreaktionen ist es der Doppelpfeil oder Gleichgewichtspfeil.

Unmittelbar nach dem Filtrieren kristalliert hellgrünes Eisen(II)-sulfat aus.

Wenn Eisenpulver mit Schwefelsäure reagiert, löst es sich unter Gasentwicklung auf. Das Salz Eisensulfat kristallisiert danach aus dem Filtrat bei Verdunstung oder Einengung durch Verdampfen (Abbildung). Das Schema dieser Reaktion lautet z. B.:

$\mathrm {Fe+H_{2}SO_{4}\longrightarrow FeSO_{4}+H_{2}}$.

Auch das Reaktionsschema

$\mathrm {4\ Na+O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}$

zeigt eine normalerweise nicht umkehrbare Reaktion an: Natrium (Formel: Na) und Sauerstoff (Formel: O₂, da Sauerstoffatome im Gas paarweise miteinander verbunden als Moleküle vorkommen) werden bei der Verbrennung des Alkalimetalles Natrium im Atomanzahlen-Verhältnis n(Na) : n(O) = 2 : 1 und zu 100 % in eine Verbindung namens Natriumoxid eingebaut: Na₂O.

Das geschieht jedoch nur, wenn die reagierenden Stoffe (Reaktanden) genau im Stoffmengen-Verhältnis n(Na) : n(O₂) = 4 : 1 vorliegen – ansonsten bleibt ein Rest unverbrauchten Ausgangsstoffes unverändert zurück. Eine chemische Gleichung besagt also nicht, dass ALLE Reagentien vollkommen verbraucht werden. Zudem existieren unterschiedliche Schreibweisen: Eine Ionengleichung ist von den Ladungen her ausgeglichen – in einer Gleichung in Vollschreibweise werden alle Reaktanden als Summenformeln geschrieben. Vor den Summenformeln stehen, wie gesagt, die stöchiometrischen Faktoren: Der Ausdruck 2 H₂O + 3 CH₄ in einem Reaktionsschema besagt also zum Beispiel: Je 2 Wassermoleküle H₂O entsprechen oder reagieren mit je 3 Molekülen Methangas CH₄.

Arten chemischer Reaktionen

Die vier grundlegenden Möglichkeiten einer Stoffumwandlung (chemische Reaktionen) sind:

$\mathrm {1)\ A\longrightarrow B}$ (Stoffumgruppierung)

$\mathrm {2)\ A\longrightarrow B+C}$ (Stoffzerlegung, Analyse)

$\mathrm {3)\ A+B\longrightarrow C}$ (Stoffvereinigung, Synthese)

$\mathrm {4)\ A+B\longrightarrow C+D}$ sowie $\mathrm {A+BC\longrightarrow AB+C}$ (Stoffumgruppierung in Form von Austauschreaktion – Synthese mit Analyse in Kombination)

Die Symbole A, B, C, D sowie AB und BC stehen in Form von chemischen Formeln (Summenformeln, Strukturformeln) für die Stoffe, die bei dieser Reaktion umgesetzt werden, der Reaktionspfeil $\longrightarrow$ für den Vorgang der Stoffumwandlung selbst (gelesen: „reagiert zu“).

Beispiele für derlei Arten chemischer Reaktionen, deren gebräuchliche Bezeichnungen und Reaktionsschemen dazu sind:

• die Isomerisierung als eine Stoffumgruppierung durch Umstrukturierung der Moleküle, aus denen die Verbindung besteht (zum Beispiel die Umformung von Graphit in Industriediamanten),
• die Stoffzerlegungen oder Analysen, bei denen chemische Verbindungen wie z. B. Wasser elektrolytisch zerlegt werden:

$\mathrm {2\ H_{2}O_{(l)}\longrightarrow 2\ H_{2(g)}+O_{2(g)}}$

• die Synthese als ein Stoffvereinigungen, bei denen sich Elemente wie z. B. Wasserstoffgas und Sauerstoff wieder zu Verbindungen wie Wasser zusammenfinden:

$\mathrm {2\ H_{2(g)}+O_{2(g)}\longrightarrow 2\ H_{2}O_{(l)}}$

Aluminium und Kupfersulfat reagieren zu Kupfer und Aluminiumsulfat

• Stoffumgruppierung oder Substitutionsreaktion als Austauschreaktionen wie z. B. die beiden Stoffumwandlungen von Aluminium und Kupfersulfat zu Kupfer und Aluminiumsulfat (vgl. Abbildung, eine Zementation oder Redoxreaktion) und von Natriummetall mit Chlorwasserstoffgas zu Kochsalz und Wasserstoffgas:

$\mathrm {2\ Al_{(s)}+3\ CuSO_{4}\longrightarrow Al_{2}(SO_{4})_{3(aq)}+3\ Cu_{(s)}}$

$\mathrm {2\ Na_{(s)}+2\ HCl_{(aq)}\longrightarrow 2\ NaCl_{(aq)}+H_{2(g)}}$

• zweifache Austauschreaktionen, z. B. in wässriger Lösung (zumeist als Ionenaustausch, wenn z. B. Chloridionen bei einer Nachweisreaktion auf Silbersalze mit Silber-Kationen zu weißem Silberchloridniederschlag reagieren):

$\mathrm {NaCl_{(aq)}+AgNO_{3(aq)}\longrightarrow NaNO_{3(aq)}+AgCl_{(s)}}$

Reaktionsschemen erstellen

1) Wenn zwei Stoffe sich 1:1 vereinigen, so genügt es, im Reaktionsschema die Elementsymbole der Ausgangs- und Endstoffe sowie deren Formeln aufzuzählen. Das Reaktionsschema für die Synthese von Kupfer(II)-sulfid aus den Elementen lautet dem Reaktionstyp

$\mathrm {A+B\longrightarrow C}$ (Stoffvereinigung, Synthese) entsprechend z. B. einfach: $\mathrm {Cu+S\longrightarrow CuS}$.

2) Bei einer Vereinigung im Atomzahl- bzw. Stoffmengenverhältnis 2:1 ergäbe sich:

$\mathrm {2\ Cu+S\longrightarrow Cu_{2}S}$

Die große 2 links zeigt an, dass je 2 Kupfer-Atome Cu mit je einem Schwefelatom S reagieren, die kleine 2 rechts in der Formel zeigt an, dass im Kupfer(I)-sulfid nun je zwei Atome Cu mit je einem Schwefelatom fest vereinigt sind.

3) Die Gleichgewichtsreaktion zur Herstellung von Ammoniakgas aus den Gasen Stickstoff und Wasserstoff nach dem Haber-Bosch-Verfahren formuliert man aufgrund des Stoffmengen-Verhältnisses n(N) : n(H) = 1 : 3 als:

$\mathrm {N_{2(g)}+3\ H_{2(g)}\ \rightleftharpoons \ 2\ NH_{3(g)}}$.

Hier ist die Besonderheit, dass bei den gasförmigen Ausgangsstoffen die Atome paarweise zu Molekülen verbunden sind: Die tiefgestellten,kleinen Ziffern 2 sind Bestandteil der Formel – die große 2 rechts sowie die 3 links ein stöchiometrischer Faktor. Die chemische Gleichung muss also die Stoffmengen- bzw. Molzahlen-Verhältnisse, also die Stöchiometrie der Reaktion wiedergeben, sie muss ausgeglichen sein (s. u.)!

4) Die Verbrennung von Methan (Formel: CH₄) in Sauerstoffgas (Formel: O₂) zu Kohlendioxid (CO₂) und Wasserdampf (H₂O) wird z. B. folgendermaßen formuliert:

$\mathrm {CH_{4}+2\ O_{2}\longrightarrow CO_{2}+2\ H_{2}O}$

Hier musste also durch Verdoppelung der Sauerstoff- und Wasserstoffmengen ausgeglichen werden.

5) Wenn elektrisch geladene Teilchen entstehen (Ionen), gibt man deren Ladungen in Form hochgestellter,kleiner Zahlen mit an. So kann z. B. ein sehr geringer Anteil der Wassermoleküle in Hydronium- (H₃O⁺) und Hydroxid-Ionen (OH⁻) zerfallen (Dissoziation, Autoprotolyse). Das würde man folgendermaßen beschreiben:

$\mathrm {2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}+OH^{-}}$

Auch hier ist auszugleichen: Es sind jeweils zwei Wassermoleküle als Ausgangsstoffmengen erforderlich.

Das Ausgleichen chemischer Gleichungen

In einem Reaktionsschema müssen auf beiden Seiten des Reaktionspfeiles von jeder beteiligten Atomsorte gleichviel Teilchen stehen; das Erstellen eines Reaktionsschemas erfolgt daher in mehreren Schritten. So z. B. bei der Verbrennung von Natrium-Metall:

$\mathrm {1)\ Na+O\longrightarrow Na_{2}O}$ (die Formeln der Stoffe)

$\mathrm {2)\ 2\ Na+O\longrightarrow Na_{2}O}$ (vorläufiger Ausgleich der Natrium-Atome)

$\mathrm {3)\ 2\ Na+O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}$ (Ausgleich der Sauerstoffatome)

$\mathrm {4)\ 4\ Na+O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}$ (Erneuter Ausgleich der Natriumatome und Endergebnis)

Ähnlich ginge man beim Erstellen des Schemas für die Verbrennung von Phosphor vor:

$\mathrm {1)\ P_{4}+O_{2}\longrightarrow P_{4}O_{10}}$ (nicht ausgeglichen, links 2 O-Atome, rechts 10)

$\mathrm {2)\ P_{4}+5\ O_{2}\longrightarrow P_{4}O_{10}}$ (Ergebnis, ausgeglichenes Schema)

Erstellen einer Reaktionsgleichung

Anhand der Reaktion von Wasserstoffgas (H₂) und Sauerstoffgas (O₂) zu Wasser (H₂O) soll das Erstellen einer Reaktionsgleichung geschildert werden.

Deutung erstellen

Durch die Beobachtung kann man die Endstoffe für eine Reaktionsgleichung erstellen. Wir wissen, dass ein neuer Stoff entsteht. Dieser Stoff kann nicht Wasserstoff oder Sauerstoff sein. Der neue Stoff muss also eine Verbindung aus Wasserstoff und Sauerstoff sein. Wir haben also:

$\mathrm {H_{2}+O\longrightarrow H_{2}O}$

Stöchiometrische Wertigkeiten aufschreiben

H₂ und O₂ haben die Wertigkeit 0, da diese Moleküle nur aus einer Atomsorte bestehen. In HO hat H die Wertigkeit +I und O hat die Wertigkeit −II. Nun müssen wir die Anzahlen der Atome von H und O für das Produkt errechnen. Wir bilden das kleinste gemeinsame Vielfache der Wertigkeiten:

$\operatorname {kgV} (1,2)=2\$.

Nun ist die Atomanzahl dieses kgV dividiert durch die Wertigkeit des Elements. Für H:

${\frac {\operatorname {kgV} (1,2)}{1}}=2$.

Und für O ist die Atomanzahl:

${\frac {\operatorname {kgV} (1,2)}{2}}=1$.

Das Produkt muss also H₂O lauten. Zum Nachprüfen schaut man, ob das Molekül insgesamt auf eine Wertigkeit von 0 kommt:

$\mathrm {2\cdot (+I)+1\cdot (-II)=0}$

Die Reaktionsgleichung lautet nun:

$\mathrm {2\ H_{2}+O_{2}\longrightarrow 2\ H_{2}O}$

Ermitteln der Faktoren

In der letzten Gleichung wären unter den Edukten zwei Wasserstoffatome (1 H₂) und zwei Sauerstoffatome (1 O₂), im Reaktionsprodukt sind es aber zwei Wasserstoffatome (1 H₂) und ein Sauerstoffatom (1 O). Man muss also vor das Reaktionsprodukt eine 2 schreiben:

$\mathrm {2\ H_{2}+O_{2}\longrightarrow 2\ H_{2}O}$.

Nun sind es aber bei den Edukten zwei Wasserstoffatome zu wenig, also muss man vor H₂ ebenfalls eine 2 schreiben.

Ladungen ausgleichen

Bei manchen Reaktionsgleichungen muss man nun die Ladungen ergänzen. Wir fügen zur Ausgangsseite H⁺ oder (OH)⁻ hinzu, damit wir auf beiden Reaktionsgleichungen die gleiche Ladung haben.

Beispiel: Ausgangsseite hat die Ladung +1 und Endseite hat die Ladung +2, dann müssen wir

$\mathrm {(+2)-(+1)=1\ H^{+1}}$

hinzufügen.

Wenn die Ausgangsseite die Ladung +2 und Endseite die Ladung +1 hat, dann müssen wir

$\mathrm {(+1)-(+2)=-1\ (OH)^{-1}}$

hinzufügen. Diese Ionen reagieren dann mit den übrigbleibenden H⁺ oder (OH)⁻ zu H₂O.

Ergebnis

Die Reaktionsgleichung lautet nun:

$\mathrm {2\ H_{2}+O_{2}\longrightarrow 2\ H_{2}O}$

Sonderregeln für besondere Reaktionsarten

Beispiele für Redoxreaktionen

Bei Redoxreaktionen werden elektrische Ladungen in Form von Elektronen ausgetauscht. In diesen Reaktionsschemen ist auf ausgeglichene Ladungsbilanzen, also die Anzahl der Ladungen bzw. Elektronen zu achten:

Die Amalgamprobe als Redoxreaktion

Quecksilbersalze reagieren mit weniger edlen Metallen wie z. B. Kupfer. Man weist sie daher durch die Amalgamprobe nach: Die salpetersaure Lösung wird auf ein Kupferblech gegeben – zurück bleibt ein nicht abwischbarer, silbriger Amalgamfleck:

$\mathrm {Hg^{2+}+Cu\ \rightleftharpoons \ Hg+Cu^{2+}}$

Im Reaktionsschema kann man die Ionenschreibweise verwenden und so auf das Mitanführen der nicht mitreagierenden Nitrat-Anionen verzichten.

Die Verbrennung von Ethanol (Brennspiritus) als Redoxvorgang

Die beim Entzünden von Brennspiritus ablaufende Reaktion wird schrittweise folgendermaßen formuliert:

1.) Die Formeln der beteiligten Stoffe werden eingesetzt:

$\mathrm {C_{2}H_{5}OH+O_{2}\longrightarrow CO_{2}+H_{2}O}$.

2.) Das komplizierteste Molekül hier ist C₂H₅OH, so dass eine 2 vor CO₂ gesetzt werden sollte, um die Zahl der C-Atome auszugleichen:

$\mathrm {C_{2}H_{5}OH+O_{2}\longrightarrow 2\ CO_{2}+H_{2}O}$

3.) Da C₂H₅OH 6 Wasserstoffatome enthält, ist zum Ausgleichen eine 3 zu schreiben (vor das H₂O):

$\mathrm {C_{2}H_{5}OH+O_{2}\longrightarrow 2\ CO_{2}+3\ H_{2}O}$

4.) Zum Schluss gleicht man die Sauerstoffatome aus (links 3, rechts 7), indem man eine 3 setzt (vor O₂):

$\mathrm {C_{2}H_{5}OH+3\ O_{2}\longrightarrow 2\ CO_{2}+3\ H_{2}O}$

Das Redoxpaar Iodid/Iodat in Laugen

Ein Stoff kann bei einer I⁻/IO₃⁻ Dessen Gleichgewichtsreaktion in einer Base (Lauge, mit Hydroxidionen) formuliert man mit einem Doppelpfeil wie folgt:

• 1.Schritt: Gerüstgleichung:

$\mathrm {I^{-}\ \rightleftharpoons \ IO_{3}^{-}}$

• 2. Schritt: Ausgleichen von Iodatomen (Hier ist Iod bereits im Gleichgewicht)

• 3.Schritt: Ausgleichen von Sauerstoff-Atomen: Hinzufügen dreier Moleküle H₂O:

$\mathrm {I^{-}+3\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ IO_{3}^{-}}$ (Wenn man nicht in wässriger Lösung arbeitet fügt man Sauerstoff hinzu O₂)

• 4.Schritt: Protonen ausgleichen: In Wasser kommen sie vom Oxoniumion, es wird H⁺ ergänzt:

$\mathrm {I^{-}+3\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ 6\ H^{+}+IO_{3}^{-}}$

• 5.Schritt: Ausgleichen der Ladungen bzw. Elektronen:

$\mathrm {I^{-}+3\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ 6\ H^{+}+IO_{3}^{-}+6\ e^{-}}$

• 6.Schritt: Basisches Milieu beachten – Hinzufügen von OH⁻ und ggf. Wasserstoff-Ionen H⁺:

$\mathrm {I^{-}+3\ H_{2}O+6\ OH^{-}\ \rightleftharpoons \ 6\ H^{+}+IO_{3}^{-}+6\ e^{-}+6\ OH^{-}}$

denn:

$\mathrm {OH^{-}+H^{+}\ \rightleftharpoons \ H_{2}O}$

Es ergibt sich:

$\mathrm {I^{-}+3\ H_{2}O+6\ OH^{-}\ \rightleftharpoons \ 6\ H_{2}O+IO_{3}^{-}+6\ e^{-}}$

und gekürzt:

$\mathrm {I^{-}+6\ OH^{-}\ \rightleftharpoons \ 3\ H_{2}O+IO_{3}^{-}+6\ e^{-}}$

Reaktionsgleichungen in (Übungs-)Beispielen mit Kupfer und seinen Verbindungen

1.) Beim Erhitzen über etwa 800 °C wird Kupfer(II)-oxid unter Sauerstoffabgabe zu Kupfer(I)-oxid umgewandelt:

$\mathrm {4\ CuO\longrightarrow 2\ Cu_{2}O+O_{2}}$

2.) Werden metallisches Kupfer und Kupfer(II)-oxid zusammen erhitzt entsteht ebenfalls Kupfer(I)-oxid:

$\mathrm {CuO+Cu\longrightarrow Cu_{2}O}$

3.) Kupfer(II)-sulfid wird (im Labor) durch Fällung aus wässriger Lösung dargestellt, beispielsweise durch Einleiten von Schwefelwasserstoff:

$\mathrm {Cu^{2+}(aq)+S^{2-}\longrightarrow CuS(s)\downarrow }$

Es kann auch durch direkte Reaktion von Schwefel mit Kupfer hergestellt werden:

$\mathrm {Cu+S\longrightarrow CuS}$

4.) Kupfer(II)-oxid wird aus (frisch gefälltem) Kupfer(II)-hydroxid hergestellt:

$\mathrm {Cu(OH)_{2}\longrightarrow CuO+H_{2}O}$

5.) Kupfer(II)-hydroxid wird durch Laugen aus einer Cu(II)-Salzlösung ausgefällt:

$\mathrm {Cu^{2+}+2\ OH^{-}\longrightarrow Cu(OH)_{2}\downarrow }$

6.) Kupfer wird in konzentrierter Salpetersäure gelöst:

$\mathrm {3\ Cu+8\ HNO_{3}\longrightarrow 3\ Cu(NO_{3})_{2}+2\ NO+4\ H_{2}O}$

7.) Das entstandene, farblose Stickstoffmonoxid reagiert sofort mit Luftsauerstoff zum rotbraunen Stickstoffdioxid weiter:

$\mathrm {2\ NO+O_{2}\longrightarrow 2\ NO_{2}}$

8.) Kupfer(II)-oxid wird bei erhöhter Temperatur durch verschiedene Reduktionsmittel (beispielsweise Kohlenstoff, Kohlenmonoxid,Wasserstoff) zu metallischem Kupfer reduziert:

$\mathrm {2\ CuO+C\longrightarrow Cu+CO_{2}}$

$\mathrm {CuO+H_{2}\longrightarrow Cu+H_{2}O}$

9.) Beim Erhitzen von Kupfer(II)-oxid mit Chlorwasserstoff wird Kupfer(II)-chlorid gebildet:

$\mathrm {CuO+2\ HCl\longrightarrow CuCl_{2}+H_{2}O}$

10.) Kupfer(II)-oxid kann durch thermische Zersetzung (Pyrolyse) von Kupfer(II)-nitrat oder Kupfer(II)-carbonat dargestellt werden:

$\mathrm {2\ Cu(NO_{3})_{2}\longrightarrow 2\ CuO+4\ NO_{2}+2\ O_{2}}$

$\mathrm {CuCO_{3}\longrightarrow CuO+CO_{2}}$

Kupfer(II)-oxid bildet sich zusammen mit Kupfer(I)-oxid beim Erhitzen von metallischem Kupfer auf Rotglut an Luft.

Reaktionssschemen zu verschiedenen Arten chemischer Reaktionen in weiteren Beispielen

1.) Iodwasser ist die wässrige Lösung des Gleichgewichtsreaktion auf:

$\mathrm {I_{2}+2\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HIO+H_{3}O^{+}+I^{-}}$ (In einem Liter Wasser lösen sich unter Standardbedingungen etwa 0,29 g Iod.)

2.) Strontiumcarbonat löst sich nicht in reinem, jedoch in Kohlendioxid/Kohlensäure-haltigem Wasser. Dabei bildet sich Strontiumhydrogencarbonat (Synthese):

$\mathrm {SrCO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\longrightarrow Sr(HCO_{3})_{2}}$

3.) In Mineralsäuren entstehen aus Strontiumcarbonat lösliche Strontiumsalze. Man beobachtet dabei die Entstehung von Kohlensäure, die weiter zu Wasser und Kohlendioxid zerfällt (Analyse):

$\mathrm {SrCO_{3}+2\ HCl\longrightarrow SrCl_{2}+H_{2}CO_{3}}$

4.) Bei 1268 °C unter normalem Luftdruck spaltet sich die chemische Verbindung in Strontiumoxid und Kohlendioxid (ebenfalls eine Analyse):

$\mathrm {SrCO_{3}\ {\xrightarrow {1268\ ^{\circ }C}}\ SrO+CO_{2}\uparrow }$

5.) Die Darstellung von Strontiumcarbonat erfolgt durch Verschmelzen des Minerals Cölestin (SrSO₄) mit Soda (Natriumcarbonat, Austauschreaktion, Ionenaustausch):

$\mathrm {SrSO_{4}+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow SrCO_{3}+Na_{2}SO_{4}}$

6.) Die Elemente Magnesium und Iod bilden die Verbindung Magnesiumiodid (Synthese):

$\mathrm {Mg+I_{2}\longrightarrow MgI_{2}\ }$

7.) Wasser wird durch Elektrolyse in Sauerstoff und Wasserstoff zerlegt (Analyse).

$\mathrm {2\ H_{2}O\longrightarrow O_{2}+2\ H_{2}}$

8.) Oft reagiert ein Element mit einer Verbindung, wobei ein anderes Element und eine neue Verbindung entsteht:

$\mathrm {A+BC\longrightarrow AB+C}$

Beispiel: Elementares Chlor setzt aus Natriumiodid elementares Iod frei und es bildet sich Natriumchlorid (Kochsalz, Redoxreaktion):

$\mathrm {Cl_{2}+2\ NaI\longrightarrow 2\ NaCl+I_{2}}$

9.) Ein ähnliches Beispiel: Auf einem Zinkstab (Reduktionsmittel), der in eine Lösung mit Kupfer(II)-Ionen (Oxidationsmittel) taucht, scheidet sich elementares Kupfer ab (siehe Zementation). Die Lösung wird mit Zink(II)-Ionen angereichert.

$\mathrm {Zn+Cu^{2+}\longrightarrow Zn^{2+}+Cu\downarrow }$

Redoxreaktionen lassen sich in die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion zerlegen:

Oxidation:

$\mathrm {Zn\longrightarrow Zn^{2+}+2\ e^{-}}$

Reduktion:

$\mathrm {Cu^{2+}+2\ e^{-}\longrightarrow Cu}$

10.) Wird eine Lösung von Magnesiumiodid mit einer Lösung von Bleichlorid vermischt, fällt gelbes Bleiiodid aus, in der Lösung bleibt Magnesiumchlorid zurück (Fällungsreaktion):

$\mathrm {MgI_{2}+PbCl_{2}\longrightarrow MgCl_{2}+PbI_{2}\downarrow }$