Aufstellen von Redoxreaktionen-Oxidationszahl

Das Wort Redoxreaktion entstammt dem Begriff Reduktions-Oxidations-Reaktion. Hierbei ist eine chemische Reaktion gemeint, bei welcher sich durch eine Elektronenübertragung der beiden Reaktionspartner der Oxidationszustand von Atomen verändert.

Aufgabe

Wie

eigener Oxidationszustand

Reduktionsmittel
(Elektronendonator)

Reduzierung den Oxidationszustand des Reaktionspartners

durch Abgabe von einem oder mehreren Elektronen an den Reaktionspartner

Erhöhung der Oxidationszahl

Oxidationsmittel

(Elektronenakzeptor)

Oxidation des Oxidationszustandes des Reaktionspartners

durch Aufnahme von einem oder mehreren Elektronen vom Reaktionspartner

Erniedrigung der Oxidationszahl

Dabei wird ein Eduktpartner reduziert, nimmt also Elektronen auf und erniedrigt so seinen Oxidationszustand, während der andere Eduktpartner oxidiert wird, also Elektronen abgibt und so seinen Oxidationszustand erhöht. Die oxidierende Substanz wird dabei Oxidationsmittel, die reduzierende Substanz Reduktionsmittel genannt.

Elektronegativität

Die Elektronegativität (EN) beschreibt die Fähigkeit von Atomen, Bindungselektronen an sich zu ziehen. Je höher die EN eines Atoms, desto stärker vermag das Atom das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen und das Elektronenpaar wird dem Atom mit der höheren EN zugeordnet.

Die EN ist abhängig von der Kernladung und dem Atomradius und nimmt im Periodensystem nach rechts-oben zu. Stoffe mit einer niedrigen EN werden von Stoffen mit einer hohen EN oxidiert.

Oxidationszahlen (OZ)

Oxidationszahlen sind als Konzept zu verstehen. Sie entsprechen der formalen Atomladung einer Verbindung, unter Annahme alle Bindungselektronen würden dem jeweiligen elektronegativeren Atom zugeordnet werden. Bei einfachen Ionen entspricht die Ionenladung der Oxidationszahl.

Die Schreibweise von OZ erfolgt durch römische Ziffern. In Formeln setzt Du diese römischen Zahlen dann über das entsprechende Elementsymbol. Mit einem + oder - gibst Du an, ob ein Element formal zu viele oder zu wenige Elektronen hat.

Bei elementaren Stoffen wie zum Beispiel $H_2$ , $O_2$ oder $Fe$ lautet die Oxidationszahl $0$ . Das liegt daran, dass die Bindungselektronen (auch Valenzelektronen) beiden unpolaren Bindungspartnern zu gleichen Teilen zugeordnet werden, denn die Elektronegativität ist jeweils gleich.

Die Summe der Oxidationszahlen einer neutralen Verbindung ist immer null, bei einer geladenen Verbindung entspricht sie der Gesamtladung.

Beispiele
Salze	$\begin{matrix}+I-I\\NaCl\end{matrix}$	$\begin{matrix}+II-I\\MgCl_2\end{matrix}$	$\begin{matrix}+II-II\\CuO\end{matrix}$
Salze	Natriumchlorid	Magnesiumchlorid	Kupferoxid

Molekül	$\begin{matrix}+IV-II\\CO_2\end{matrix}$	$\begin{matrix}+I-II\\H_2O\end{matrix}$	$\begin{matrix}0\\H_2\end{matrix}$	$\begin{matrix}0\\O_2\end{matrix}$	$\begin{matrix}-III+I\\NH_3\end{matrix}$
Molekül	Kohlenstoffdioxid	Wasser	Wasserstoff	Sauerstoff	Ammoniak

Ionen	$\begin{matrix}+I\\Na\end{matrix}$	$\begin{matrix}+II\\Mg\end{matrix}$	$\begin{matrix}+II\\Cu\end{matrix}$	$\begin{matrix}-I\\Cl\end{matrix}$	$\begin{matrix}-II\\O\end{matrix}$
Ionen	Natrium-Ion	Magnesium-Ion	Kupfer-Ion	Chlorid-Ion	Sauerstoff-Ion

Die OZ sollen es erleichtern, Redoxreaktionen besser nachvollziehen zu können.

Redoxreaktionen

In Redoxreaktionen verändern sich die Oxidationszahlen der beteiligten Teilchen von der Edukt- zur Produktseite.

Beispiel $CO_2$ 

Edukte					Produkte
$C_{(s)}$	$+$		$O_2{(g)}$	$\rightarrow$		$CO_2{(g)}$
$\begin{matrix}0\\C_(s)\end{matrix}$	$+$		$\begin{matrix}0\\O_2{(g)}\end{matrix}$	$\rightarrow$		$\begin{matrix}+IV-II\\CO_2{(g)}\end{matrix}$
C wird oxidiert		O wird reduziert				C von $0$ auf $+IV$	O von $0$ auf $-II$

Die Anzahl der in einer Redoxreaktion übertragenen Elektronen entspricht der Veränderung der Oxidationszahl.

Fortsetzung Beispiel $CO_2$

$\begin{matrix}+IV-II\\CO_2(g)\end{matrix}$

C von $0$ auf $+IV$

O von $0$ auf $-II$

C gibt 4 Elektronen ab

Ein O-Atom nimmt jeweils 2 Elektronen auf.

Da es zwei O-Atome gibt, werden insgesamt 4 Elektronen aufgenommen.

Elektronendonator und Elektronenakzeptor

Ein Reaktionspartner agiert immer als Reduktionsmittel und gibt Elektronen ab (Elektronendonator). Dieser reduziert seinen Partner und wird selbst oxidiert, erniedrigt also die Oxidationszahl seines Partners und erhöht seine eigene.

Der andere Reaktionspartner agiert andersherum als Oxidationsmittel und nimmt Elektronen auf (Elektronenakzeptor). Dieser oxidiert seinen Partner und wird dabei vom Partner reduziert, erhöht also die Oxidationszahl seines Partners und erniedrigt seine eigene.

Beispiel $CO_2$

Elektronendonator: Kohlenstoff (C) gibt $+ IV$ Elektronen ab
Elektronenakzeptor: beide Sauerstoffatome (O) nehmen je $-II$ Elektronen auf

Es ist wichtig, zu wissen, was für eine Art von Reaktion vorliegt. Handelt es sich um eine Verbrennung, oder findet die Reaktion in einer Lösung mit sauren bzw. alkalischen Eigenschaften statt? Bei letzteren muss die Beteiligung von $H^+$ Protonen und $OH^-$ Hydroxid-Ionen aus der Lösung berücksichtigt werden.

Redoxreaktionen bei Verbrennungen

Diese Reaktionsgleichung können unmittelbar aufgestellt werden.

Beispiel Verbrennung von Calcium $Ca$

Edukte				Produkt
$2\begin{matrix}0\\Ca\end{matrix}$	$+$	$\begin{matrix}0\\O_2\end{matrix}$	$\rightarrow$		$2\begin{matrix}+II-II\\CaO\end{matrix}$
Calcium		Sauerstoff			Calciumoxid

Redoxreaktionen in Lösungen

Bei Reaktionen in sauren bzw. alkalischen Lösungen wird nicht nur die Anzahl der übertragenen Elektronen ausgeglichen, es erfolgt mithilfe von Protonen bzw. Hydroxid-Ionen ein Ladungsausgleich. Bei diesen Reaktionen lohnt sich eine getrennte Betrachtung von Oxidation und Reduktion in Teilgleichungen.

Aufstellen der Reaktionsgleichungen von Redoxreaktionen in Lösungen

Jede Redoxreaktion hat zwei Redoxpaare, die miteinander korrespondieren. Welche sind es?
Wie lauten die Oxidationszahlen der korrespondierenden Redoxpaare?
Wie viele Elektronen sind insgesamt beteiligt?
Wie viele Protonen oder Hydroxid-Ionen benötigt werden, um die Ladungsbilanz auszugleichen?
Durch wie viele Wassermoleküle wird die Teilchenbilanz ausgeglichen?
Die Elektronenzahl der einzelnen Teilreaktionen (Oxidation bzw. Reduktion) wird über das kleinste gemeinsame Vielfache ausgeglichen.
Addition der Teilgleichungen zur gesamten Redoxreaktion, da die Anzahl der Elektronen auf Edukt- und Produktseite gleich ist, lässt Du die
Elektronen bei der Gesamtreaktion weg, da sie sich wegkürzen.

Beispiel in saurer Lösung

Reaktion von Permanganat-Ionen und Chlorid-Ionen in saurer Lösung

Edukte

Produkte

Red.

\begin{matrix}+VII-II\\MnO_4^-\end{matrix}

+

5\space e^-

+

8

H^+

\rightarrow

\begin{matrix}+II\\Mn^{2+}\end{matrix}

+

4

H_2O

|

\cdot 2

Ox.

\begin{matrix}-I\\2Cl^-\end{matrix}

\rightarrow

\begin{matrix}0\\Cl_2\end{matrix}

+

2\space e^-

|

\cdot 5

Redox.

\begin{matrix}+VII-II\\2MnO_4^-\end{matrix}

+

16

H^+

+

10

Cl^-

\rightarrow

\begin{matrix}+II\\2Mn^{2+}\end{matrix}

+

8

H_2O

+

\begin{matrix}0\\5Cl_2\end{matrix}

$H^+$ Protonen gleich die Teilchen- und Ladungsbilanz aus

Beispiel in alkalischer Lösung

Oxidation von Bromid-Ionen zu Bromat-Ionen durch Chlormoleküle

Edukte

Produkte

Red.

\begin{matrix}0\\3Cl_2\end{matrix}

+

6

e^-

\rightarrow

\begin{matrix}-I\\6Cl^-\end{matrix}

Ox.

\begin{matrix}-I\\Br^-\end{matrix}

+

6

OH^-

\rightarrow

\begin{matrix}+V\\BrO_3^-\end{matrix}

+

3

H_2O

+

6 \space e^-

Redox.

\begin{matrix}0\\3Cl_2\end{matrix}

+

\begin{matrix}-I\\Br^-\end{matrix}

+

6

OH^-

\rightarrow

\begin{matrix}-I\\6Cl^-\end{matrix}

+

\begin{matrix}+V\\BrO_3^-\end{matrix}

+

3

H_2O

$OH^-$ Hydroxid-Ionen gleichen die Teilchen- und Ladungsbilanz aus