Warum lassen sich tertiäre Alkanole nicht partiell oxidieren?

Question

Warum lassen sich tertiäre Alkanole nicht partiell oxidieren?

Antwort

Verwandte Fragen

Können Metalle verbrennen?

Wie verlaufen Oxidation und Reduktion von Chloridionen durch Eisen(II)- oder Eisen(III)-Ionen und welches Chlorid entsteht dabei?

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Tertiäre Alkanole lassen sich nicht partiell oxidieren, weil das Kohlenstoffatom, an das die Hydroxylgruppe (-OH) gebunden ist, keine Wasserstoffatome besitzt. Für eine Oxidation ist es notwendig, dass Wasserstoffatome vom Kohlenstoffatom entfernt werden können, um die Bildung einer Doppelbindung zu ermöglichen, wie es bei primären und sekundären Alkanolen der Fall ist. Da tertiäre Alkanole keine solchen Wasserstoffatome am Kohlenstoffatom mit der Hydroxylgruppe haben, können sie nicht zu Aldehyden oder Ketonen oxidiert werden. Stattdessen würde eine Oxidation zu einer Spaltung der Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen führen, was in der Regel unter den Bedingungen der partiellen Oxidation nicht geschieht.

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Ja, Metalle können tatsächlich verbrennen. Allerdings geschieht das unter anderen Bedingungen als bei organischen Stoffen wie Holz oder Papier. Beim Verbrennen reagieren Metalle mit Sauersto... [mehr]

Accepted Answer

Ja, Metalle können tatsächlich verbrennen. Allerdings geschieht das unter anderen Bedingungen als bei organischen Stoffen wie Holz oder Papier. Beim Verbrennen reagieren Metalle mit Sauerstoff und bilden Metalloxide. Dieser Prozess wird als Oxidation bezeichnet. Einige Metalle, wie Magnesium, Natrium oder Eisen, können bei ausreichend hoher Temperatur und in Anwesenheit von Sauerstoff sehr heftig brennen. Magnesium zum Beispiel brennt mit einer sehr hellen, weißen Flamme. Auch Eisen kann in Form von feinen Spänen oder Wolle brennen, was man zum Beispiel beim Feuerwerk oder in der Chemievorführung sehen kann. Im Alltag erscheinen Metalle oft nicht brennbar, weil sie meist in massiver Form vorliegen und eine schützende Oxidschicht besitzen, die weiteres Reagieren mit Sauerstoff verhindert. In fein verteilter Form (Pulver, Späne) ist die Oberfläche jedoch viel größer, sodass die Reaktion mit Sauerstoff leichter und schneller ablaufen kann. Zusammengefasst: Ja, Metalle können verbrennen, vor allem in fein verteilter Form und bei hohen Temperaturen.

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Um diese Frage zu beantworten, betrachten wir die möglichen Redoxreaktionen zwischen Chloridionen (Cl⁻) und Eisen(II)- (Fe²⁺) bzw. Eisen(III)-Ionen (Fe³⁺): **1. Oxidation von Chloridio... [mehr]

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Um diese Frage zu beantworten, betrachten wir die möglichen Redoxreaktionen zwischen Chloridionen (Cl⁻) und Eisen(II)- (Fe²⁺) bzw. Eisen(III)-Ionen (Fe³⁺): **1. Oxidation von Chloridionen (Cl⁻):** Chloridionen können zu elementarem Chlor (Cl₂) oxidiert werden: \[ 2 \text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2e^- \] **2. Reduktion von Chloridionen:** Chloridionen (Cl⁻) sind bereits die reduzierte Form von Chlor. Sie können nicht weiter reduziert werden. **3. Eisen(II)-Ionen (Fe²⁺):** Fe²⁺ kann zu Fe³⁺ oxidiert werden: \[ \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^- \] **4. Eisen(III)-Ionen (Fe³⁺):** Fe³⁺ kann zu Fe²⁺ reduziert werden: \[ \text{Fe}^{3+} + e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+} \] **Mögliche Reaktionen:** - **Fe²⁺ und Cl⁻:** Fe²⁺ ist ein schwaches Reduktionsmittel, Cl⁻ ein schwaches Oxidationsmittel. Unter normalen Bedingungen findet keine Reaktion statt, weil Cl⁻ nicht stark genug oxidiert werden kann, um Fe²⁺ zu Fe³⁺ zu oxidieren. - **Fe³⁺ und Cl⁻:** Fe³⁺ ist ein Oxidationsmittel, aber Cl⁻ ist bereits die reduzierte Form. Fe³⁺ kann Cl⁻ nicht weiter reduzieren. Es findet keine Redoxreaktion statt. **Was käme für ein Chlorid am Ende raus?** In beiden Fällen bleibt das Chloridion (Cl⁻) unverändert. Es entsteht kein neues Chlorid, sondern das Cl⁻ bleibt als solches erhalten. Es wird weder zu elementarem Chlor oxidiert noch weiter reduziert. **Fazit:** Weder Fe²⁺ noch Fe³⁺ können Chloridionen (Cl⁻) oxidieren oder reduzieren. Das Chlorid bleibt als Cl⁻ erhalten. Es entsteht kein anderes Chlorid.