Redoxreaktion

Wie bereits bei der Behandlung von Oxidations- und Reduktionsreaktionen erwähnt, laufen die beiden Vorgänge nie unabhängig voneinander ab. Daher stammt auch der Name des Redoxvorganges – es handelt sich hierbei um die gekürzte Version des Reduktions-Oxidations-Vorganges. Sie sind in der Chemie von wichtiger und grundlegender Bedeutung. So basieren unzählige Verbrennungsvorgänge, Stoffwechselvorgänge, technische Produktionsprozesse, Nachweisreaktionen und auch Akkumulatoren auf solchen Reaktionen.

Bei Redoxreaktionen findet also ein Elektronenübergang von einem Reaktionspartner auf einen anderen statt.

Kommen wir zunächst zu den wichtigen Begrifflichkeiten rund um den Redoxvorgang.

Bei der Oxidation eines Elementes A, das hierbei als Reduktionsmittel fungiert, findet eine Elektronenabgabe statt:

Oxidation: A → A⁺ + e^-

Ein Stoff B nimmt dieses Elektron im Rahmen der Reduktionsreaktion auf und fungiert selbst als Oxidationsmittel:

Reduktion: B + e^- → B^-

Zusammengefasst ergibt sich die Redoxreaktion:

A + B → A⁺ + B^-

Beim Aufstellen von Redoxgleichungen ist ein wichtiger Schritt zur Ermittlung der jeweiligen Produkte und Ermittlung der stöchiometrischen Koeffizienten die Bestimmung der Oxidationszahl der beteiligten Elemente.

Die Oxidationszahl ist eine reine Modellvorstellung und gibt an, welche Ladungen das betrachtete Atom einer Verbindung hätte, wenn man diese in einzelne Ionen aufspalten würde.

Sie gibt Auskunft darüber, wie viele Elektronen ein Atom innerhalb einer Verbindung abgegeben hat bzw. aufgenommen hat. Dies ist ein rein formaler Wert und wird für aufgenommene Elektronen mit negativem Vorzeichen und für abgegebene Elektronen mit positivem Vorzeichen angegeben.

Bestimmt man die Oxidationszahl eines Elements auf der Seite der Edukte und Produkte, dann kann man hieraus die Vorgänge, die bei der Reaktion vonstattengehen, besser erkennen. So erhöht sich die Oxidationszahl des Elements, wenn dieses Elektronen abgibt. Wird sie dagegen negativer, werden entsprechend Elektronen aufgenommen. Bei der Bestimmung der Oxidationszahl werden die Ziffern einfach mit arabischen Ziffern (nach IUPAC) über das betreffende Element geschrieben.

Generell gelten folgende exemplarische Faustregeln zur Bestimmung der Oxidationszahl (OZ) eines Elements:

• Ionenverbindungen: Summe der Oxidationszahl ist identisch mit deren Ionenladung
• Bei kovalenten Bindungen wird formal eine Ionenbindung zugrunde gelegt. Zudem gilt die Annahme, dass vom elektronegativeren Partner alle an der Bindung beteiligten Elektronen aufgenommen werden.
• Elemente haben stets einen Wert von 0
• Summe der Oxidationszahl einer Verbindung ergibt immer die Ladung der Verbindung
• Moleküle haben in der Regel eine Oxidationszahl von 0
• Erdalkalimetalle haben stets einen Wert von +2 und Alkalimetalle von +1
• Sauerstoff hat meist die Oxidationszahl von -2, außer in Peroxiden -1
• Halogenatome (Fluor, Chlor, Brom, Iod) haben in der Regel eine Oxidationszahl von -1, außer wenn diese mit sich selbst gebunden sind
• die meisten Elemente können in verschiedenen Oxidationsstufen (verschiedenen Oxidationszahl) auftreten

Dies mag jetzt auf den ersten Blick viel erscheinen, ist aber angewendet in der Praxis, beim Bestimmen von Oxidationszahlen zum Aufstellen der Redoxreaktionsgleichung schnell einleuchtend.

Exemplarisch soll dies nun anhand von zwei Beispielen erläutert werden.

1) Betrachtet wird die Verbindung Magnesiumchlorid (MgCl₂)

MgCl₂: Summe der Oxidationszahl der Verbindung muss Null ergeben.

Mg: +2 (Magnesium gibt 2e^- ab)

Cl: -1 (Chlor nimmt 1e^- auf)

Daraus folgt: +2 + 2x (-1) = 0

2) Sulfation

SO₄^(2-): Summe der Oxidationszahl muss die Ladung (-2) des Sulfations ergeben

O: -2 (Sauerstoff nimmt 2e^- auf)

S: +6 (Schwefel gibt 6e^- ab)

Daraus folgt: +6 + 4x (-2) = -2 

Auf Grundlage dieser Erkenntnisse können wir uns nun an das Aufstellen einer kompletten Redoxreaktion machen. Betrachtet werden soll eine bekannte Reaktion aus der Technik – die Thermitreaktion.

Diese Reaktion läuft stark exotherm ab, es wird also viel Hitze frei. Sie gilt noch heutzutage als gängiges Verfahren, um z. B. Schienenteile miteinander zu verschweißen.

Hierbei reagiert Aluminium (Al) zusammen mit Eisen(III)-oxid (Fe₂O₃) zu elementaren Eisen (Fe) und Aliminiumoxid (Al₂O₃).

Es gilt:

Fe₂O₃ + 2 Al → 2 Fe + Al₂O₃

Oxidationszahlen:

Eduktseite:

Fe: +3

O: -2

Al: 0

Produktseite:

Fe: 0

Al: +3

O: -2

Hieraus wird deutlich, dass das Eisen reduziert und das Aluminium oxidiert wurde.

Ein Eisenatom hat 3 Elektronen aufgenommen, während das Aluminiumatom 3 Elektronen abgegeben hat.

Eisen dient hierbei also als Oxidationsmittel für das Aluminium, was wiederum als Reduktionsmittel für das Eisen dient.

Ein weiteres Beispiel ist die Reaktion von Zink mit Salzsäure. Anhand dieser Reaktion soll ermittelt werden, welcher Stoff oxidiert und welcher reduziert wird. Die Reaktionsgleichung kann wie folgt aufgestellt werden:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

Oxidationszahl Edukte: Zn: 0; HCl: 0 (H:+1; Cl:-1)

Oxidationszahl Produkte: ZnCl₂: 0 (Zn:+2; Cl: -1); H₂ (0)

Neben Sauerstoff als wohl wichtigstes Oxidationsmittel gibt es noch weitere chemische Verbindungen sowie nichtmetallische Elemente, die als starke Oxidationsmittel wirken und dementsprechend Elektronen aufnehmen. Dazu zählen die Halogene wie Fluor, Chlor, Brom und Jod sowie Edelmetall-Kationen. Auch Verbindungen wie Salpetersäure, Schwefelsäure oder Kaliumpermanganat – sprich sauerstoffreiche Verbindungen mit darin enthaltenen Atomen, die eine höchstmögliche OZ aufweisen.

Auf der Seite der Elektronendonatoren, also den Reduktionsmitteln, gelten vor allem Wasserstoff, Kohlenstoff sowie unedle Metalle wie Zink, Aluminium, Alkali- und Erdalkalimetallen zu den wichtigsten Vertretern. Doch auch Natriumsulfid, -sulfit oder Schwefelwasserstoff sind gute Reduktionsmittel. 

Redoxreaktionen bilden auch die Grundlage der Elektrochemie. Wird beispielsweise eine solche Redoxreaktion mit Hilfe von elektrischer Spannung erzwungen, dann wird von Elektrolyse gesprochen. Dies geschieht beispielsweise bei der Elektrolyse von Wasser. Hierbei wird Wasser mittels elektrischen Stroms in elementaren Wasser- und Sauerstoff aufgespalten. Hierbei wird also elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt.

Treten Oxidation und Reduktion in voneinander räumlich getrennten Bereichen auf und werden diese z. B. mit einem elektrischen Leiter verbunden, dann könnte mit einem dazwischen geschalteten Voltmeter eine elektrische Spannung gemessen werden. Man spricht dabei vom elektrochemischen Potential. Werden die Räume noch mit einer durchlässigen Membran oder einer Ionenbrücke, sodass der Stromkreis geschlossen ist und ein Ionenaustausch stattfinden kann, dann fließt sogar elektrischer Strom. Hierbei fließen die Elektronen von der Anode (Minuspol) zur Kathode (Pluspol). Ein solches Element wird auch als galvanische Zelle bezeichnet und dienst als Grundlage für die Batterie- und Akkumulator-Technik.

• Oxidation und Reduktion
• Energie bei chemischen Reaktionen
• Elektronegativität
• Periodensystem