Redoxreaktion

Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion bestehend aus den Teilreaktionen Oxidation und Reduktion. Viele Reaktionen in der Chemie sind Redoxreaktionen, dazu gehören Reaktionen zur Gewinnung von Metallen und chemische Reaktionen bei elektrochemischen Abläufen wie in Batterien.

Entwicklung des Redox-Begriffes

Redoxreaktionen als Sauerstoffübertragung

Der Begriff der Redoxreaktion hat sich im Laufe der Zeit weiterentwickelt. Ursprünglich war eine Redoxreaktion nur eine Reaktion, bei der gleichzeitig eine Oxidation (also Aufnahme von Sauerstoff) und eine Reduktion (also Abgabe von Sauerstoff) stattfindet.

Der Stoff der dabei den Sauerstoff abgibt, ist das Oxidationsmittel, das die Oxidation des Reaktionspartners bedingt. Gleichzeitig ist der Stoff, der den Sauerstoff aufnimmt das Reduktionsmittel, der die Reduktion des Reaktionspartners ermöglicht, indem es durch die eigene exotherme Oxidation die benötigte Energie für die Reduktion liefert.

Eine Redoxreaktion kann auch nur dann selbstständig ablaufen, wenn die Energieabgabe bei der Oxidation ausreichend groß ist, um die Reduktion zu ermöglichen.

Beispiele

• Thermitreaktion

• Eisengewinnung

Redoxreaktionen als Elektronenübertragung

Eine Erweiterung des Redoxbegriffes ergab sich, als festgestellt wurde, das auch die Reaktionen an denen kein Sauerstoff beteiligt ist, nach einem ähnlichen chemischen Prinzip ablaufen, wie Redoxreaktionen mit Sauerstoffbeteiligung.

Gemeinsam ist die Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen. Nach der neuen Definition sind entsprechend Redoxreaktionen chemische Reaktionen, bei denen gleichzeitig eine Reduktion (Elektronenaufnahme), und eine Oxidation (Elektronenabgabe) stattfindet; insgesamt werden ein oder mehrere Elektronen übertragen.

Da in einem chemischen System keine freien Elektronen vorliegen können, ist die Reduktion eines Stoffes zwangsläufig von der Oxidation eines anderen Stoffes begleitet.

Gleichzeitig ändern sich die Oxidationszahlen der Reaktionspartner:

Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wechselt selbst in eine höhere Oxidationsstufe (es wird somit oxidiert);

das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wechselt in eine niedrigere Oxidationssstufe (es wird somit reduziert).

Redox-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen. Die Lage des Gleichgewichts kann durch Veränderung der Temperatur, der Konzentration der teilnehmenden Stoffe und durch Änderung des pH-Wertes bestimmt sein.

Beispiele

• Verbrennung vom Methan

Ein einfaches Beispiel für eine Redox-Reaktion ist die Verbrennung von Methan (etwa im Erdgas enthalten) mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid und Wasser:

Methan (das Reduktionsmittel) wird zu Kohlenstoffdioxid oxidiert. Der Kohlenstoff ändert dabei seine Oxidationszahl von -IV nach +IV.

Sauerstoff (das Oxidationsmittel) wird reduziert (Oxidationszahl von 0 nach -II).

[Bild:] Bild:CH4Redox.png

• Reaktion von Natrium mit Wasser

Die Reaktion von metallischem Natrium mit Wasser unter Bildung von Natronlauge und Wasserstoff:

2 Na + 2 H₂O → 2Na⁺ + 2 OH^- + H₂

Das elementare Natriummetall liegt in der Oxidationsstufe 0 vor. Der Wasserstoff liegt im Wasser zunächst in der Oxidationsstufe +1 vor.

Bei der Reaktion überträgt das Na sein Valenzelektron auf den Wasserstoff und geht von der Oxidationsstufe 0 in die Oxidationsstufe +1 über, ein im Wasser gebundenes Wasserstoffatom von der Oxidationsstufe +1 in die Oxidationsstufe 0:

2 Na → 2 Na⁺ + 2 e^-

2 H₂O + 2 e^- → 2 OH^- + H₂

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2 Na + 2 H₂O → 2 Na⁺ + 2 OH^- + H₂

Allgemeines

Mit Hilfe des Redoxpotenzials der einzelnen Elemente lässt sich errechnen, welcher Stoff reduziert und welcher oxidiert wird:

Man kann eine Spannungsreihe bilden, die zeigt, in welche Richtung der Elektronenübergang erfolgt.

• Unedle Metalle geben gerne Elektronen ab, werden also leicht oxidiert. Unedle Metalle sind demnach gute Reduktionsmittel.
• Edle Metalle (genauer ihre Ionen, z. B. Ag⁺) nehmen gerne Elektronen auf, werden also leicht reduziert. Sie sind demnach Oxidationsmittel.

Erstellung von Redoxgleichungen

Bei der Erstellung komplexerer Redoxgleichungen ist es unerlässlich, sich der Hilfe von Oxidationszahlen zu bedienen.

Wenn man folgende einfache Regeln beachtet, so kann man alle Redoxgleichungen aufstellen.

• 1. Formulierung der Edukte und Produkte
• 2. Aufstellen aller Oxidationszahlen
• 3. Aufstellen der Redoxteilgleichungen:
  Oxidation bedeutet Erhöhung der Oxidationszahl
  

  Reduktion bedeutet Erniedrigung der Oxidationszahl

• 4. Bestimmung der abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen:
  

  Differenz der Oxidationszahlen = Anzahl der aufgenommenen/abgegebenen Elektronen

• 5. Ladungsausgleich (gleiche Ladung auf beiden Seiten):
  - in alkalischer Lösung mit OH^-
  - in saurer Lösung durch H₃O⁺
• 6. Ausgleich der Stoffbilanz durch Wasser
• 7. Multiplikation der Teilgleichungen mit Faktor des kleinsten gemeinsamen Vielfachen
• 8. Addition der Teilgleichungen zur Gesamtgleichung (=Redoxgleichung)

Folgendes Beispiel der Reaktion von Permanganat-Ionen mit Sulfit-Ionen zu Mn(II)-Kation und Sulfat-Ionen ist auf die genannte Weise gelöst:

[Bild extern:] Bild:Redoxreaktion.png

Siehe auch: Redox-Potential, freie Enthalpie