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 H2, O2 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
+I−INaCl
+II−IMgCl2
+II−IICuO
Natriumchlorid
Magnesiumchlorid
Kupferoxid
Molekül
+IV−IICO2
+I−IIH2O
0H2
0O2
−III+INH3
Kohlenstoffdioxid
Wasser
Wasserstoff
Sauerstoff
Ammoniak
Ionen
+INa
+IIMg
+IICu
−ICl
−IIO
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 CO2
Edukte
Produkte
C(s)
+
O2(g)
→
CO2(g)
0C(s)
+
0O2(g)
→
+IV−IICO2(g)
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 CO2
+IV−IICO2(g)
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 CO2
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
20Ca
+
0O2
→
2+II−IICaO
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.
+VII−IIMnO4−
+
5e−
+
8H+
→
+IIMn2+
+
4 H2O
| ⋅2
Ox.
−I2Cl−
→
0Cl2
+
2e−
| ⋅5
Redox.
+VII−II2MnO4−
+
16 H+
+
10 Cl−
→
+II2Mn2+
+
8 H2O
+
05Cl2
H+Protonen gleich die Teilchen- und Ladungsbilanz aus
Beispiel in alkalischer Lösung
Oxidation von Bromid-Ionen zu Bromat-Ionen durch Chlormoleküle
Edukte
Produkte
Red.
03Cl2
+
6 e−
→
−I6Cl−
Ox.
−IBr−
+
6 OH−
→
+VBrO3−
+
3 H2O
+
6e−
Redox.
03Cl2
+
−IBr−
+
6 OH−
→
−I6Cl−
+
+VBrO3−
+
3H2O
OH− Hydroxid-Ionen gleichen die Teilchen- und Ladungsbilanz aus
Mehr dazu
Lerne mit Grundlagen
Lerne in kleinen Schritten mit Theorieeinheiten und wende das Gelernte mit Übungssets an!
Eigenschaften von Metallen: Dichte, Härte, Leitfähigkeit
Teil 3
Elektronenpaarbindung im Orbitalmodell
Teil 4
Metallische Bindung-Bändermodell
Teil 5
Elektronegativität-Polarität-Dipol
Abkürzung
Erziele 80% um direkt zum letzten Teil zu springen.
Optional
Teil 6
Aufstellen von Redoxreaktionen-Oxidationszahl
Finaler Test
Test aller vorherigen Teile, um einen Belohnungsplaneten zu erhalten.
Erstelle ein kostenloses Konto, um mit den Übungen zu beginnen.
Häufig gestellte Fragen (FAQ)
Was ist bei Redoxreaktionen in sauren Lösungen zu beachten?
Beim Aufstellen der Gleichung erfolgt nicht nur ein Elektronen-, sondern auch ein Ladungsausgleich durch die in der Lösung befindlichen Protonen. Es bietet sich beim Aufstellen der Redoxgleichung an, Reduktion und Oxidation getrennt aufzuschreiben.
Was bedeutet die EN im Zusammenhang mit Oxidationszahlen?
Die EN ist die Abkürzung für Elektronegativität. Sie beschreibt das Vermögen von Atomen Bindungselektronen an sich zu ziehen. Im PSE nimmt die EN der Elemente nach rechts-oben hin zu. Elemente mit hoher EN oxidieren Elemente mit niedrigerer EN als sie selbst.
Was macht ein Reduktionsmittel?
Ein Reduktionsmittel ist ein Elektronendonator und vermag es Elektronen auf seinen Reaktionspartner zu übertragen. Damit reduziert er den Oxidationszustand seines Partners durch Abgabe von einem oder mehreren Elektronen an diesen. Durch die Annahme der Elektronen durch den Partner erhöht sich dabei auch sein eigener Oxidationszustand.
