Redoxreaktionen und Elektrochemie

Redoxreaktionen gehören zu den wichtigsten und faszinierendsten Reaktionstypen in der Chemie. Sie bilden die Grundlage für die Energieumwandlung in Batterien, ermöglichen Korrosionsprozesse und sind essenziell für das Leben selbst (Atmung, Photosynthese).

Was sind Redoxreaktionen?

Redoxreaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen Elektronen zwischen Reaktionspartnern ausgetauscht werden. Der Begriff setzt sich zusammen aus Reduktion und Oxidation.

Grundprinzip

Bei jeder Redoxreaktion laufen immer zwei Teilreaktionen ab:

Oxidation: Abgabe von Elektronen (e⁻)
Reduktion: Aufnahme von Elektronen (e⁻)

Wichtig: Elektronen können nicht “frei” existieren – was oxidiert wird, muss reduzieren und umgekehrt!

Oxidation und Reduktion

Oxidation

Oxidation bedeutet:

Abgabe von Elektronen
Erhöhung der Oxidationszahl
Reaktion mit Sauerstoff (historische Definition)

Beispiele: $$\ce{Na -> Na+ + e-} \quad \text{(Natrium oxidiert)}$$

$$\ce{2Cl- -> Cl2 + 2e-} \quad \text{(Chlorid oxidiert)}$$

$$\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-} \quad \text{(Eisen oxidiert)}$$

Reduktion

Reduktion bedeutet:

Aufnahme von Elektronen
Erniedrigung der Oxidationszahl
Entzug von Sauerstoff (historische Definition)

Beispiele: $$\ce{Cl2 + 2e- -> 2Cl-} \quad \text{(Chlor reduziert)}$$

$$\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu} \quad \text{(Kupfer reduziert)}$$

$$\ce{O2 + 4e- -> 2O^2-} \quad \text{(Sauerstoff reduziert)}$$

Oxidationszahlen (Oxidationsstufen)

Die Oxidationszahl gibt an, wie viele Elektronen ein Atom formal aufgenommen oder abgegeben hat.

Regeln für Oxidationszahlen:

Elemente haben Oxidationszahl 0
Einfache Ionen: Oxidationszahl = Ladung
Wasserstoff ist meistens +1
Sauerstoff ist meistens -2
Summe in Verbindung = Gesamtladung (oft 0)

Beispiele:

$\ce{NaCl}$: $\ce{Na+}$ (+1), $\ce{Cl-}$ (-1)
$\ce{H2O}$: H (+1), O (-2)
$\ce{H2SO4}$: H (+1), S (+6), O (-2)

Redoxpaare

Ein Redoxpaar besteht aus:

Oxidationsmittel (Oxidans): Nimmt Elektronen auf (wird selbst reduziert)
Reduktionsmittel (Reduktans): Gibt Elektronen ab (wird selbst oxidiert)

Beispiele für Redoxpaare

Oxidationsmittel	Reduktionsmittel
Sauerstoff (O₂)	Wasserstoff (H₂)
Chlor (Cl₂)	Natrium (Na)
Kaliumpermanganat (KMnO₄)	Eisen(II)-salze
Schwefelsäure (H₂SO₄)	Kupfer (Cu)

Redoxreihe

Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet Metalle nach ihrer Tendenz, Elektronen abzugeben.

Ausschnitt:

Li → K → Ca → Na → Mg → Al → Zn → Fe → Sn → Pb → H → Cu → Ag → Au
starkes Reduktionsmittel ╌╌╌╌╌╌ starkes Oxidationsmittel

Je weiter links, desto stärker das Reduktionsmittel.

Galvanische Zellen

Aufbau einer galvanischen Zelle

Eine galvanische Zelle wandelt chemische Energie in elektrische Energie um.

Bestandteile:

Zwei Elektroden (Leiter, meist Metalle)
Zwei Elektrolyte (Ionenleiter)
Elektrolytbrücke (Ionenleitung zwischen Halbzellen)

Beispiel: Daniell-Element

$$\ce{Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu}$$

$$\text{Anode:} \quad \ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-} \quad \text{(Oxidation)}$$

$$\text{Kathode:} \quad \ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu} \quad \text{(Reduktion)}$$

$$\text{Gesamt:} \quad \ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$$

Spannung: $E^\circ = 1.10 \text{ V}$

Elektroden

Anode:

Electrode, an der Oxidation stattfindet
Elektronen fließen ins Lösungsmittel
Negativer Pol in galvanischen Zellen

Kathode:

Elektrode, an der Reduktion stattfindet
Elektronen werden aus dem Lösungsmittel aufgenommen
Positiver Pol in galvanischen Zellen

Merkhilfe: “Anode Oxidation” (beide starten mit A, O)

Nernst-Gleichung

Die Nernst-Gleichung berechnet die Zellspannung unter Bedingungen:

$$E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \cdot \ln(Q)$$

$E$ = tatsächliche Spannung
$E^\circ$ = Standardspannung
$R$ = Gaskonstante
$T$ = Temperatur (K)
$n$ = Anzahl Elektronen
$F$ = Faraday-Konstante
$Q$ = Reaktionsquotient

Elektrolyse

Was ist Elektrolyse?

Bei der Elektrolyse wird elektrische Energie zugeführt, um eine chemische Reaktion zu erzwingen, die nicht spontan abläuft.

Beispiel: Elektrolyse von Wasser

$$\text{Kathode:} \quad \ce{2H2O + 2e- -> H2 + 2OH-} \quad \text{(Reduktion)}$$

$$\text{Anode:} \quad \ce{2H2O -> O2 + 4H+ + 4e-} \quad \text{(Oxidation)}$$

$$\text{Gesamt:} \quad \ce{2H2O -> 2H2 + O2} \quad \Delta E = -1.23 \text{ V}$$

Beobachtung: Gasentwicklung an beiden Elektroden.

Anwendungen der Elektrolyse

Metallgewinnung:
- Aluminium aus Bauxit
- Natrium aus NaCl-Schmelze
- Kupferreinigung
Galvanik:
- Veredelung von Oberflächen
- Korrosionsschutz
Wasserstoffproduktion:
- Elektrolyse von Wasser
- Alkalische Elektrolyse

Batterien und Akkumulatoren

Primärbatterien (nicht wiederaufladbar)

Zink-Kohle-Element: $$\text{Anode:} \quad \ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}$$

$$\text{Kathode:} \quad \ce{2MnO2 + 2NH4+ + 2e- -> Mn2O3 + 2NH3 + H2O}$$

Spannung: $\approx 1.5 \text{ V}$

Verwendung: Taschenlampen, Fernbedienungen

Sekundärbatterien (wiederaufladbar)

Blei-Akku: $$\text{Entladen:} \quad \ce{Pb + PbO2 + 2H2SO4 -> 2PbSO4 + 2H2O} \quad E = 2.05 \text{ V}$$

$$\text{Laden:} \quad \ce{2PbSO4 + 2H2O -> Pb + PbO2 + 2H2SO4}$$

Verwendung: Autobatterien, USV-Anlagen

Lithium-Ionen-Akku: $$\text{Kathode:} \quad \ce{Li+ + e- + Graphit -> Li-Graphit}$$

$$\text{Anode:} \quad \ce{LiC6 -> Li+ + C6 + e-}$$

Spannung: $3.6 - 3.7 \text{ V}$

Verwendung: Handys, Laptops, E-Autos

Brennstoffzellen

Wasserstoff-Brennstoffzelle: $$\text{Anode:} \quad \ce{H2 -> 2H+ + 2e-}$$

$$\text{Kathode:} \quad \ce{1/2 O2 + 2H+ + 2e- -> H2O}$$

$$\text{Gesamt:} \quad \ce{H2 + 1/2 O2 -> H2O}$$

Vorteile:

Hoher Wirkungsgrad
Keine direkten Emissionen (nur Wasser)
Leiser Betrieb

Anwendungen:

E-Autos (Toyota Mirai, Hyundai Nexo)
Stationäre Stromversorgung
Raumfahrt (Apollo-Programm)

Korrosion

Was ist Korrosion?

Korrosion ist die ungewollte Zerstörung von metallischen Werkstoffen durch chemische oder elektrochemische Reaktion mit der Umgebung.

Rosten von Eisen

Reaktion: $$\ce{4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3} \quad \text{(Rost)}$$

Bedingungen für Rostbildung:

Eisen
Sauerstoff
Wasser (als Elektrolyt)

Korrosionsarten

Uniforme Korrosion: Gleichmäßiger Abtrag
Lochfraßkorrosion: Lokale, tiefe Angriffe
Spannungsrisskorrosion: Durch mechanische Spannung
Kontaktkorrosion: Zwischen verschiedenen Metallen

Korrosionsschutz

Passivierung:
- Oxidschicht (z.B. Aluminium)
- Phosphatierung
Kathodischer Schutz:
- Opferanode (z.B. Zink an Stahl)
- Fremdstromanode
Beschichtungen:
- Lacke
- Galvanisierung (z.B. Verzinken)

Reaktionsgleichungen ausgleichen

Redoxreaktionen müssen elektrisch neutral sein – die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein.

Schritt-für-Schritt Methode

Oxidationszahlen bestimmen
Teilreaktionen aufstellen
Elektronen ausgleichen
Atome ausgleichen
Ladungsausgleich
Kontrollieren

Beispiel: Verbrennung von Ethan

Schritt 1: Oxidationszahlen bestimmen $$\ce{C2H6 + O2 -> CO2 + H2O}$$

C: $-2 \rightarrow +4$ (Änderung: $-6$)
O: $0 \rightarrow -2$ (Änderung: $-2$)

Schritt 2: Teilreaktionen

Oxidation: $\ce{C2H6 -> 2CO2}$
Reduktion: $\ce{O2 -> 2H2O}$

Schritt 3: Elektronen ausgleichen $$\ce{C2H6 -> 2CO2 + 12e-} \quad (6 \times 2e^- \text{ pro C})$$

$$\ce{O2 + 4e- -> 2O^2-} \quad (\text{nur } 2e^-)$$

Multipliziere Reduktion mit 6: $$\ce{6O2 + 24e- -> 12O^2-}$$

Schritt 4: Zusammenfassen $$\ce{C2H6 + 6O2 -> 2CO2 + 3H2O}$$

Nutzen Sie den Reaktionsgleichungen-Ausgleicher für komplexe Redoxgleichungen!

Alltag und Technik

Biologische Redoxreaktionen

Atmung: $$\ce{C6H12O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6H2O} \quad \text{(Zelluläre Atmung)}$$

Energie wird freigesetzt (ATP-Synthese).

Photosynthese: $$\ce{6CO2 + 6H2O -> C6H12O6 + 6O2} \quad \text{(Lichtenergie)}$$

Reduktion von CO₂ zu Glucose.

Technische Anwendungen

Metallurgie:
- Reduktion von Erzen zu Metallen
- Raffination von Kupfer
Wasseraufbereitung:
- Chlorung (Oxidation von Bakterien)
- Enteisenung (Oxidation von Fe²⁺ zu Fe³⁺)
Recycling:
- Wiedergewinnung von Metallen
- Elektrolyse zur Reinigung

Farbreaktionen

Oxidationsreaktionen mit Farbreaktion

Viele Redoxreaktionen sind mit Farbänderungen verbunden:

Kaliumpermanganat (KMnO₄):

Oxidierend: violett → farblos
In saurer Lösung: violett → farblos

Eisen(II)- zu Eisen(III)-Ionen:

Fe²⁺ (hellgrün) → Fe³⁺ (gelbbraun)

Nachweisreaktionen

Nachweis von Wasserstoffperoxid ($\ce{H2O2}$): $$\ce{H2O2 + 2KI + H2SO4 -> I2 + K2SO4 + 2H2O}$$

Braune Farbe von Iod (Stärke-Nachweis: blau-schwarz)

Experimente

Experiment 1: Kupferabscheidung

Materialien: Kupfersulfatlösung, Eisenfeiln, Becher

Durchführung:

Eisenfeiln in Kupfersulfatlösung geben
Farbänderung beobachten (blau → grün)
Kupferbelag auf Eisen beobachten

Erklärung: $\ce{Fe + Cu^2+ -> Fe^2+ + Cu}$

Experiment 2: Knopfzelle

Materialien: Kupfermünze, Zinkblech, Zitrone, Kabel, LED

Durchführung:

Kupfermünze und Zinkblech in Zitrone legen
Mit Kabeln und LED verbinden
Leuchten der LED beobachten

Erklärung: Galvanische Zelle aus Cu und Zn

Experiment 3: Elektrolyse

Materialien: Elektrolyse-Apparat, Stromquelle, Elektroden, Salzlösung

Durchführung:

Salzlösung in Elektrolyse-Apparat füllen
Strom einschalten
Gasentwicklung an beiden Elektroden beobachten

Erklärung: $\ce{2NaCl -> 2Na + Cl2}$ (im geschmolzenen Zustand)

Berechnungen

Faraday-Konstante

Die Faraday-Konstante $F$ ist die Ladung eines Mols Elektronen:

$$F = N_A \cdot e^-$$

$$F = 6.022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1} \cdot 1.602 \times 10^{-19} \text{ C}$$

$$F = 96485 \text{ C/mol}$$

Stoffmenge aus Elektrizitätsmenge

$$n = \frac{Q}{z \cdot F}$$

$n$ = Stoffmenge (mol)
$Q$ = Elektrizitätsmenge (C)
$z$ = Anzahl Elektronen
$F$ = Faraday-Konstante

Beispiel: Wie viel Kupfer kann mit 1 A in 1 Stunde abgeschieden werden?

$$Q = I \cdot t = 1 \text{ A} \cdot 3600 \text{ s} = 3600 \text{ C}$$

$$z = 2 \quad (\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu})$$

$$n = \frac{3600 \text{ C}}{2 \cdot 96485 \text{ C/mol}} = 0.0187 \text{ mol}$$

$$m = n \cdot M = 0.0187 \text{ mol} \cdot 63.55 \text{ g/mol} = 1.19 \text{ g}$$

Lernziele

Nach Abschluss dieses Themenbereichs sollten Sie:

✅ Oxidation und Reduktion unterscheiden können
✅ Redoxpaare identifizieren können
✅ Oxidationszahlen bestimmen können
✅ Galvanische Zellen beschreiben können
✅ Elektrolyse erklären können
✅ Den Aufbau von Batterien verstehen können
✅ Redoxgleichungen ausgleichen können
✅ Korrosionsprozesse erklären können
✅ Faradaysches Gesetz anwenden können

Weiterführende Themen

Energetik – Energieumsatz bei Reaktionen
Reaktionsgleichungen ausgleichen – Interaktives Tool zum Ausgleichen
Gleichgewicht und Geschwindigkeit – Reaktionskinetik
PSE in VR – 3D-Visualisierung