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Oxidation und Reduktion

🌿 Mittelstufe redox-elektrochemie
📑 Inhaltsverzeichnis

Redoxreaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes übertragen werden. Sie gehören zu den fundamentalen Reaktionstypen in der Chemie und spielen eine zentrale Rolle in der Natur und Technik.

Grundbegriffe

Jeder Elektronenübertrag ist eine Redox-Reaktion:

  • Oxidation: Ein Stoff gibt Elektronen ab (die Oxidationszahl erhöht sich)
  • Reduktion: Ein Stoff nimmt Elektronen auf (die Oxidationszahl erniedrigt sich)

Oxidation und Reduktion treten immer gemeinsam auf – es gibt keine Oxidation ohne gleichzeitige Reduktion. Man spricht daher von einem Redox-Paar oder korrespondierendem Redox-System.

Oxidationszahlen

Die Oxidationszahl ist eine Hilfsgröße zur Beschreibung des Elektronenzustands eines Atoms in einer Verbindung. Sie gibt an, wie viele Elektronen ein Atom im Vergleich zum neutralen Element aufgenommen oder abgegeben hat. Regeln zur Bestimmung:

  1. Elemente im elementaren Zustand haben die Oxidationszahl 0 (z. B. $\ce{Zn}$, $\ce{O2}$, $\ce{Na}$)
  2. Wasserstoff hat in Verbindungen meist $+I$ (außer in Metallhydriden wie $\ce{NaH}$: $-I$)
  3. Sauerstoff hat in Verbindungen meist $-\text{II}$ (außer in Peroxiden wie $\ce{H2O2}$: $-I$)
  4. Die Summe der Oxidationszahlen in einem neutralen Molekül ist 0, bei Ionen gleich der Ionenladung

Beispiel Schwefelsäure $\ce{H2SO4}$: $2 \cdot (+I) + x + 4 \cdot (-\text{II}) = 0 \Rightarrow x = +VI$

Der Schwefel hat hier die Oxidationszahl $+VI$, die höchste mögliche Oxidationsstufe des Schwefels.

Elektronenübertragung am Beispiel

Die Reaktion von Zink mit Kupfersulfatlösung ist ein klassisches Beispiel:

$$\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}$$
  • Oxidation (Zink): $\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e^-}$ (Oxidationszahl von $0$ zu $+II$)
  • Reduktion (Kupfer): $\ce{Cu^{2+} + 2e^- -> Cu}$ (Oxidationszahl von $+II$ zu $0$)

Zink ist das Reduktionsmittel (es gibt Elektronen ab und wird dabei selbst oxidiert). $\ce{Cu^{2+}}$ ist das Oxidationsmittel (es nimmt Elektronen auf und wird dabei selbst reduziert).

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel

  • Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf und werden dabei reduziert. Starke Oxidationsmittel haben eine hohe Affinität zu Elektronen (z. B. $\ce{F2}$, $\ce{O2}$, $\ce{KMnO4}$, $\ce{H2O2}$).
  • Reduktionsmittel geben Elektronen ab und werden dabei oxidiert. Starke Reduktionsmittel geben leicht Elektronen ab (z. B. $\ce{Na}$, $\ce{Zn}$, $\ce{Al}$, $\ce{H2}$).

Wichtige Redoxreaktionen im Alltag

  • Verbrennung: $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ (Methan wird oxidiert, Sauerstoff reduziert)
  • Rosten von Eisen: $\ce{4Fe + 3O2 + 6H2O -> 4Fe(OH)3}$ → $\ce{2Fe2O3 \cdot 3H2O}$ (Rost)
  • Fotosynthese: $\ce{6CO2 + 6H2O -> C6H12O6 + 6O2}$ (Kohlenstoff wird reduziert, Wasser oxidiert)
  • Zellatmung: $\ce{C6H12O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6H2O + Energie}$ (Glucose wird oxidiert, Sauerstoff reduziert)
  • Batterien: Im Daniell-Element wird Zink oxidiert und Kupfer reduziert (siehe Elektrochemische Zellen)

Aufstellen von Redoxgleichungen

Komplexe Redoxreaktionen lassen sich systematisch mit dem Ionenelektronenverfahren (auch Halbreaktionsmethode genannt) aufstellen:

  1. Getrennte Betrachtung von Oxidations- und Reduktionshalbreaktion
  2. Ausgleichen der Atome (außer H und O)
  3. Ausgleichen von Sauerstoff mit $\ce{H2O}$
  4. Ausgleichen von Wasserstoff mit $\ce{H+}$ (saure Lösung) oder $\ce{OH-}$ (basische Lösung)
  5. Ausgleichen der Ladungen mit Elektronen
  6. Multiplizieren und Addieren der Halbreaktionen

Beispiel: Oxidation von $\ce{Fe^{2+}}$ zu $\ce{Fe^{3+}}$ mit $\ce{KMnO4}$ in saurer Lösung:

  • Oxidation: $\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e^-}$ (×5)
  • Reduktion: $\ce{MnO4- + 8H+ + 5e^- -> Mn^{2+} + 4H2O}$
  • Gesamt: $\ce{5Fe^{2+} + MnO4- + 8H+ -> 5Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4H2O}$

Übungen

  1. Bestimme die Oxidationszahlen aller Atome in folgenden Verbindungen: $\ce{HCl}$, $\ce{CO2}$, $\ce{Na2O}$, $\ce{H2O2}$, $\ce{K2Cr2O7}$.
  2. Formuliere die Halbreaktionen für die Reaktion von Magnesium mit Salzsäure: $\ce{Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2}$.
  3. Welcher Stoff wirkt bei der Reaktion $\ce{2Na + Cl2 -> 2NaCl}$ als Oxidationsmittel, welcher als Reduktionsmittel? Begründe mit Oxidationszahlen.
  4. Stelle die Redoxgleichung für die Reaktion von $\ce{Cu}$ mit $\ce{HNO3}$ zu $\ce{Cu(NO3)2}$, $\ce{NO}$ und $\ce{H2O}$ auf.
  5. Erkläre anhand der Oxidationszahlen, warum die Fotosynthese eine Redoxreaktion ist.

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Zusammenfassung

Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungsreaktionen. Die Oxidation ist die Elektronenabgabe (Erhöhung der Oxidationszahl), die Reduktion die Elektronenaufnahme (Erniedrigung der Oxidationszahl). Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf und werden reduziert; Reduktionsmittel geben Elektronen ab und werden oxidiert. Redoxreaktionen lassen sich mithilfe der Oxidationszahlen analysieren und mit dem Ionenelektronenverfahren systematisch aufstellen. Sie finden sich überall in der Natur (Fotosynthese, Zellatmung, Korrosion) und Technik (Batterien, Verbrennung, Metallgewinnung).

Schlagworte: chemie redox elektronen redox-reaktionen