Disproportionierung: Unterschied zwischen den Versionen
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* Ein Sauerstoffatom im Peroxid gibt ein [[Elektronenabgabe|Elektron ab]] und wird zum elementaren Sauerstoff. Hierbei steigt die Oxidationszahl von -I auf 0 ([[Oxidation]]). | * Ein Sauerstoffatom im Peroxid gibt ein [[Elektronenabgabe|Elektron ab]] und wird zum elementaren Sauerstoff. Hierbei steigt die Oxidationszahl von -I auf 0 ([[Oxidation]]). | ||
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* Das zweite Sauerstoffatom im Peroxid nimmt ein [[Elektronenaufnahme|Elektron auf]] und verbleibt im H<sub>2</sub>O-Molekül. Hierbei fällt die Oxidationszahl von -I auf -II ([[Reduktion]]). | * Das zweite Sauerstoffatom im Peroxid nimmt ein [[Elektronenaufnahme|Elektron auf]] und verbleibt im H<sub>2</sub>O-Molekül. Hierbei fällt die Oxidationszahl von -I auf -II ([[Reduktion]]). | ||
Version vom 25. August 2016, 13:29 Uhr
Als Disproportionierung wird eine chem. Reaktion bezeichnet, bei der die Oxidationszahl eines Elementes zu einem Teil erhöht und zu einem anderen Teil verringert wird.
Beispiel: Zerfall von Wasserstoffperoxid zu Wasser und elementarem Sauerstoff:
- Ein Sauerstoffatom im Peroxid gibt ein Elektron ab und wird zum elementaren Sauerstoff. Hierbei steigt die Oxidationszahl von -I auf 0 (Oxidation).
- Das zweite Sauerstoffatom im Peroxid nimmt ein Elektron auf und verbleibt im H2O-Molekül. Hierbei fällt die Oxidationszahl von -I auf -II (Reduktion).
