Redoxreaktion // Aluminium + Sauerstoff

Question

Aufgabe:

Guten Tag.

Ich würde gerne um Ihre Hilfe bitten - könnten Sie mir bitte helfen, den Lückentext bestmöglich auszufüllen? Wir behandeln aktuell das Thema ''Rosten von Metallen'' - jedoch bin ich mir trotz zahlreicher Lernvideos und Tipps meiner Lehrerin nicht wirklich sicher, ob meine Antworten wirklich Sinn ergeben.

Könnt ihr die bitte kontrollieren und gegebenenfalls auch ergänzen oder korrigieren?

Warum „rostet“ Aluminium nicht?

Aluminium ist viel unedler als Eisen und müsste daher an der Luft viel schneller
korrodieren. Trotzdem ist Aluminium ein beliebter Werkstoff, der erstaunlich
widerstandsfähig gegenüber Außeneinflüssen ist.
Doch auch Aluminium reagiert mit dem Sauerstoff aus der
Luft.
Oxidation: Al + 2e^- = Al²⁺
Reduktion: H₂O + 1/2 0₂ + 2e^- = 2 (OH)^-
Gesamtgleichung: Al + H₂O + 1/2 O₂ = Al(OH)₂
Das entstandene Kontaktelement bildet im Unterschied zum Rost
eine luft- und wasserundurchlässige Schicht und ist außerdem sehr reaktionsträge,
so dass das Metall vor weiterer Korrosion geschützt wird.

Die fett markierten Begriffe sind meine Versuche - ich bin mir vor allem bei den Gleichungen sowie dem Begriff der Kontaktelemente unsicher. Im Internet spricht man stets von solchen Kontaktelementen; jedoch ist mir nicht bekannt, was man zentral darunter verstehen könnte.

Vielen Dank!

Answer 1

Salut,

Aluminium ist viel unedler als Eisen und müsste daher an der Luft viel schneller
korrodieren. Trotzdem ist Aluminium ein beliebter Werkstoff, der erstaunlich
widerstandsfähig gegenüber Außeneinflüssen ist.
Doch auch Aluminium reagiert mit dem Sauerstoff aus der
Luft.
Oxidation: Al   →   Al³⁺ +  3 e^-       / *4
Reduktion: O₂ +  4 e^-   →   2 O^2-    / *3
Gesamtgleichung: 4 Al + 3 O₂ + 12 e^-   →   4 Al³⁺ + 6 O^2- + 12 e^-   

(Reaktionsgleichung: 4 Al +  3 O₂ →   2 Al₂O₃)

Das entstandene Aluminium(III) - oxid bildet im Unterschied zum Rost
eine luft- und wasserundurchlässige Schicht und ist außerdem sehr reaktionsträge,
so dass das Metall vor weiterer Korrosion geschützt wird.

Schöne Grüße :)

Comments

Vielen Dank!

Könnten Sie aber bitte möglicherweise die Oxidation und Reduktion noch näher erklären - wie kommt es dazu, dass sowohl die Oxidation mal 4 als auch die Reduktion mal 3 genommen wird?

Woher beziehungswiese wie kommt es zu dieser ''Erweiterung''?

Oder handelt es sich hierbei bereits um den Ausgleich der Reaktionsgleichung?

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Bei einer Oxidation werden ja Elektronen abgegeben. Deren Anzahl erkennst du an der Differenz der Oxidationszahlen. Aluminium ändert seine Oxzahl von 0 auf +III. Die Differenz beträgt also 3:

Oxidation: Al →  Al³⁺ +  3 e^-  

Im Gegensatz dazu werden bei der Reduktion Elektronen aufgenommen. Die Anzahl erkennt man auch hier an der Differenz der Oxzahlen. Sauerstoff hatte zunächst die Oxzahl 0 und nach der Reduktion die Oxzahl -II. Die Differenz ist also 2 und da Sauerstoff als zweiatomiges Molekül O₂ vorhanden ist, werden 2 * 2 = 4 Elektronen aufgenommen:

Reduktion: O₂ +  4 e^- →  2 O^2-

Nun muss desweiteren die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen ausgeglichen sein, was hier aber nicht der Fall ist, da 3 Elektronen abgegeben, jedoch 4 aufgenommen werden müssen. Errechne also das kleinste gemeinsame Vielfache, in diesem Fall 12. Somit muss die Oxidationsgleichung komplett mit 4 multipliziert werden, die Reduktionsgleichung komplett mit 3.

Aus

Oxidation: Al →  Al³⁺ +  3 e^- / *4
Reduktion: O₂ +  4 e^- →  2 O^2-   / *3

erhältst du dadurch:

Oxidation: 4 Al →  4 Al³⁺ +  12 e^-
Reduktion: 3 O₂ +  12 e^- →  6 O^2-

Zum Schluss addierst du noch beide Teilgleichungen, wobei sich die bereits ausgeglichene Anzahl der Elektronen rechts und links wegkürzt.

Ich hoffe, dass es jetzt etwas klarer geworden ist :) 

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Vielen Dank - Jetzt habe ich alles verstanden!

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Sehr schön, das freut mich :)
Übe dich aber unbedingt weiter im Aufstellen von Redoxgleichungen. Man benötigt sie immer wieder !