Oxidation und Reduktion
Beschäftigt man sich mit chemischen Reaktionen, dann stößt man unweigerlich auf die beiden Begrifflichkeiten Oxidation und Reduktion. Hier fallen einem zudem die typischen Oxidationen wie beispielsweise von Eisen ein, das zusammen mit dem Luftsauerstoff Eisenoxid (Rost) bildet. Doch auch eine herkömmliche Verbrennung stellt eine Oxidation dar. In chemischen Reaktionen laufen die beiden Vorgänge auch oft parallel zueinander ab – hier spricht man dann von Redoxreaktionen.
Obwohl beide Reaktionen nie unabhängig voneinander ablaufen, wollen wir aber zunächst die Vorgänge der beiden Einzelschritte separiert voneinander betrachten.
Die Oxidation im Detail
Bei der Oxidation handelt es sich um eine chemische Reaktion, wobei ein Stoff – beispielsweise ein chemisches Element – Elektronen abgibt. Der Stoff fungiert also als Elektronendonator. Diese Begrifflichkeit kann mit dem Pendant des Protonendonators aus der Säuredefinition nach Brønsted und Lowry.
Das abgegebene Elektron wird meistens wieder von einem anderen Stoff aufgenommen, welcher durch diese Elektronenaufnahme reduziert wird. Dieser Stoff wirkt dann als Oxidationsmittel und fungiert als Elektronenakzeptor.
Als schematische Reaktionsgleichung kann diese Abgabe eines oder mehrere Elektronen wie folgt aufgestellt werden:
A→ A+ + e-
Der Stoff A gibt also ein Elektron e- ab und wird entsprechend oxidiert.
Um einen kurzen geschichtlichen Bogen zur Oxidation zu spannen, kann hier der Chemiker namens Lavoisier genannt werden, der den Begriff entscheidend prägte. Für ihn galt als Oxidation von Elementen oder chemischen Verbindungen stets als Verunreinigung mit dem Element Sauerstoff.
Doch auch später noch wurden alle Oxidationsmechanismen mit der chemischen Reaktion des jeweiligen Stoffes mit Sauerstoff in Verbindung gebracht.
Nur durch Betrachtung des Atommodells nach Bohr sowie der Zugrundelegung der Ionentheorie wurde der Vorgang schließlich mittels der Elektronentheorie verallgemeinert. So ist nun die allgemeingültige Interpretation dieses Vorganges die Abgabe von Elektronen des betrachteten Stoffes.
Dennoch wird auch heute noch mit dem Oxidieren eines Stoffes, dessen Umsetzung mit Sauerstoff verstanden. Tatsächlich ist dies aber nur eine von vielen möglichen Oxidationsreaktionen.
Betrachten wir nun eine Oxidation etwas genauer mit Zuhilfenahme der Valenzelektronentheorie. Es gilt die Annahme, dass ein Metallatom M mit Sauerstoff reagiert.
Es gilt:
Oxidationsgleichung: M → M2+ + 2e- (Elektronenabgabe des Metallatoms)
Reduktionsgleichung: O + 2e- → O2- (Elektronenaufnahme des Sauerstoffatoms)
Summe aus den beiden Teilschritten (Redoxreaktion):
M + O → M2+ + O2-
Als Auslöser dieser Reaktion, kann das Bestreben beider Reaktionspartner, eine stabile Valenzelektronenschale (äußerste Elektronenschale) auszubilden.
In diesem Fall nimmt das Sauerstoffatom zwei Elektronen auf. Diese bilden mit seinen vorherigen sechs Valenzelektronen eine stabile Valenzschale mit acht Elektronen. Hier gilt also die Oktettregel.
Das Metallatom dagegen kann durch die Abgabe der beiden Valenzelektronen ebenso eine stabile Valenzschale mit Edelgaskonfiguration erreichen. Dazu wird mit Abgabe der beiden Elektronen die äußerste Valenzschale aufgelöst und in der nächst niedrigeren die stabile Konfiguration erreicht.
Dieses Prinzip lässt sich im Grunde auf jede beliebige Reaktion ableiten, bei der oxidiert bzw. reduziert wird.
Die Reduktion im Detail
Nun wollen wir analog zur Elektronenabgabe noch die Elektronenaufnahme, also Reduktion, genauer betrachten.
So kann entsprechend der Oxidationsgleichung folgende schematische Reduktionsgleichung aufgestellt werden:
B + e- → B-
Der Stoff B nimmt also das Elektron des Stoffes A auf und wird reduziert. Er fungiert in diesem Zusammenhang als Oxidationsmittel, weil er es ermöglicht, dass Stoff A oxidiert, also seine Elektronen abgeben kann.
Parallel zu der veralteten Definition von Oxidationsvorgängen wurde früher die Reduktion mit der Abgabe von Sauerstoff definiert. Doch heute gilt als allgemeingültige Definition, dass ein Stoff reduziert wird, wenn dieser Elektronen aufnimmt. Damit tritt die Reduktion laut dieser Definition ausschließlich zusammen mit einer Oxidationsreaktion auf.
Versuchs- und Anwendungsbeispiele der Oxidations- und Reduktionsreaktionen
Wird beispielsweise ein Nagel aus Eisen in eine Lösung von Kupfersulfat gestellt, dann bildet sich auf
diesem Nagel ein rotbrauner Belag. Dieser rotbraune Belag besteht bekanntlich aus Kupfer.
Betrachten wir zunächst die Einzelreaktionen:
Oxidation: Fe → Fe+ + 2e-
Reduktion: Cu2+ + 2e- → Cu
Summe (Redoxgleichung): Fe + Cu2+ → Cu + Fe2+
In diesem Beispiel werden die Eisenatome also oxidiert und geben ihre Elektronen ab. Die Kupferionen (Cu2+) aus der wässrigen Lösung nehmen diese beiden auf und werden so zu elementarem Kupfer.
Doch auch die wohl bekannteste Reaktion von Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser (Knallgasreaktion) vereint beide Schritte der Reduktion und Oxidation.
Es gilt:
H2 → 2H+ + 2e-
O + 2e- → O2-
Summe (Redoxgleichung): 2H2 + O2 → 2H2O
Ein weiteres Beispiel aus dem Alltag für Oxidations- und Reduktionsvorgänge sind die Reaktionen von Natrium und Chlor zu Natriumchlorid, auch besser bekannt als Kochsalz.
2Na + Cl2 → 2NaCl