Redox – Reaktionen

Grundsätzliches

Durch dieses Tutorial soll das Aufstellen und Ausgleichen von Redoxreaktionen auf möglichst einfache Weise nähergebracht werden .

Grundsätzlich lässt sich sagen das bei jeder Redox Reaktion ( wie schon der Name sagt ) ein Reduktions- und ein Oxidationsschritt stattfindet. Es findet nie nur ein Schritt isoliert statt , sondern stets beide zusammen .

Eine Reduktion ist ein Abgabe von Sauerstoff und eine Aufnahme von Elektronen .

Eine Oxidation ist eine Aufnahme von Sauerstoff und eine Abgabe von Elektronen .

Dies macht auch deutlich warum beide Schritte nur zusammen auftreten , gibt ein Stoff Elektronen ab , muss auch immer ein Stoff da sein der Elektronen aufnimmt.

Oxidationsmittel [„Elektronenakzeptoren“] , oxidieren andere Stoffe und werden dabei selbst reduziert , indem sie Elektronen des oxidierten Stoffes aufnehmen .

Reduktionsmittel [„Elektronendonatoren“] , reduzieren Stoffe und werden dabei selbst oxidiert , indem sie Elektronen an den reduzierten Stoff abgeben .

Oxidationszahl

Die Oxidationszahl gibt in positiven und negativen Zahlen die Ladung für ein Atom in einer zu betrachtenden Verbindung an . Dabei wird dem Atom die Elektronen zugerechnet , welche es anziehet ( laut Elektronegativität ).

Beispiel: NaCl à Na⁺ ; Cl^-

Die formellen Ladungen werden in Form positiver und negativer arabischen Ziffern recht über dem Atom/ Ionen geschrieben . Die Oxidationszahl wird nun in positiven und negativen griechischen Zahlen direkt über das betreffende Atom geschrieben , welche in diesem Falle genau der formellen Ladung entspricht :

_{+I -I}

Na⁺ ; Cl^-

In dem Falle des Natriumchlorids ( Kochsalz) besitzt das Chlorid-Ion eine höhere ( 3,0 ) Elektronegativität als das Natrium-Ion ( 0,9 ) und zieht somit das Bindungselektron der kovalenten Bindung stärker an sich ran um die Edelgaskonfiguration zu erlangen . Da Chlor nach dem PSE (Perioden System der Elemente ) in der 7. Hauptgruppe steht und somit 7 Valenzelektronen aufweist , ist es nun , da es das Elektron des Natriums anzieht bei 8 Elektronen ( Konfiguration des Argons ) , und somit einfach negativ geladen ( + 1 e^- ) .

Beim Bestimmen der Oxidationszahlen einzelner Atome in größeren Molekülen ist das PSE eine grosse Hilfe . Einige Elemente besitzen immer die selbe Oxidationszahl , wodurch man durch sie auf die Oxdidationsstufen der anderen Atome in einem Molekül schliessen kann . Elemente der ersten Hauptgruppe besitzen immer die OZ + I , Sauerstoff – II ( Ausnahme Peroxid wo er – I hat ) , Wasserstoff ebenfalls + I . Desweitern gelten einige Faustregeln :

I. – III. Hauptgruppe : maximal mögliche Ox. – Zahl = Gruppennummer

IV. – VII. Hauptgruppe : maximal mögliche Ox. – Zahl = Gruppennummer

minimal mögliche Ox. – Zahl = Gruppennummer - 8

In einem Salz ist die OZ eines einatomigen Ions gleich seiner elektrischen ( formellen ) Ladung .

Die OZ von Atomen im elementaren Zustand ist 0 .

Die Summe der OZ eines mehratomigen Moleküls ist gleich dessen Ladung .

Metalle , B und Si erhalten stets positive OZ .

Fluor hat stets die Ladung – 1 .

H erhält stets die OZ +1 ( Ausnahme salzartige Hydride : - 1 )

Sauerstoff erhält die OZ – 2 ( Ausnahme Peroxide : -1 )

Halogene erhalten stets die OZ –1 ( Ausnahme Verbindungen mit Sauerstoff oder anderen Halogenen ).

Wenn die Ox. – Zahl nach diesen Regeln nicht festlegbar ist gilt : Die Bindungselektronen werden vom Element mit der höheren Elektronegativität angezogen .

Betrachten wir nun eine Verbindung wie das häufig gebräuchliche Oxidationsmittel KMnO₄, so können wir nun aufgrund unserer Kenntnisse die Oxidationsstufe des Mn ( Mangan) leicht berechnen . K ( Kalium ) steht in der ersten Hauptgruppe und kann nur die Oxidationsstufe +I annehmen . Der Sauerstoff hat Oxidationsstufe – II . K : + I

Mn : ???

O : - II ( mal vier )

1 + 4 * ( - 2 ) = - 7

Da wir aber hier keine formelle Ladung vorliegen haben , muss Mn logischerweise die Oxidationsstufe + VII haben : 1+7+4*(-2) = 0

Nun noch einige Übungsbeispiele bei denen jeweils die Oxidationszahlen zu bestimmen sind :

K₂Cr₂O₇

H₃PO₄

MnO₂

IO₃^-

CaF₂

Na₂SO₄

CuO

Li₃PO₄

AgBr

Hg₂Cl₂

Periodensystem der Elemente

Da die Elektronegativitätswerte in den meistens Periodensystemen nicht angegeben sind , kann man sich schematisch merken , das die Elektronegativität innerhalb einer Gruppe von oben nach unten hin ab nimmt und innerhalb einer Periode von rechts nach links zu nimmt . Das Elektronegativsteteilchen ist somit Fluor ( 4,0 ) .

Das Aufstellen von Teilgleichungen

Wie schon vorher erwähnt besteht eine Redox – Reaktion aus zwei Schritten . Zur Vereinfachung kann man nun zuerst jeden Teil-Schritt betrachten und ausgleichen und danach beide Teilschritte zusammenfassen .

Betrachten wir die Reaktion von Kaliumpermanganat und Eisen(II)sulfat im sauren Milieu . Wie bereits oben erwähnt ist Kaliumpermangant ein verhältnismäßig starkes Oxidationsmittel . Das bedeutet es ist in der Lage das Einen(II)sulfat zu oxidieren und wird dabei selbst reduziert .

Reduktionsschritt : MnO₄^- à Mn²⁺

Das ist bei dieser Reaktion der Reduktionsschritt . Jetzt geht es daran ihn auszugleichen . Das erste was man machen sollte ist die Anzahl der übertragenen Elektronen zu berechnen und zuzufügen :

Oxidationsstufe des Mn im MnO₄^-ist +7 welche dann zu +2 reduziert wird .

(Formelle Ladung des Ions = Oxidationsstufe ) . Um von +7 auf +2 zu kommen , müssen 5 Elektronen ( 5 e^- ) wandern .

MnO₄^- + 5 e^- à Mn²⁺

Als nächstes kümmern wir uns um den Ausgleich der einzelnen Atome . Wir haben auf der rechten Seite der Gleichung noch 4 O’s stehen die links nicht auftauchen . Da wir uns im sauren befinden , kann auf der linken Seite der Gleichung noch eine beliebige Zahl an Protonen zugefügt werden , um auf der rechten Seite Wasser entstehen zu lassen . Da wir 4 O’s haben benötigen wir 8 H⁺ , um 4 H₂O entstehen zu lassen .

MnO₄^- + 5 e^- + 8 H⁺ à Mn²⁺ + 4 H₂O

Die nächsten Schritte wären jetzt noch die Ladungen zu addieren . Die Ladungen auf der linken und auf der rechten Seite müssen identisch sein !

-1 + ( -5) + 8 = +2 ß , in diesem Fall stimmt es bereits . Und zuletzt die Anzahl der Atome , welche analog zur Ladung auch auf beiden Seiten der Gleichung gleich sein müssen .

Linke Seite der Gleichung	Rechte Seite der Gleichung
1 Mn	1 Mn
4 O	4 O
8 H	8 H

Und auch das stimmt .Somit wäre die erste Teilgleichung ( Reduktions –

Schritt ) bereits fertig .

Oxidationsschritt : Fe²⁺ à Fe³⁺

Wie bereits oben per Definition geklärt ist eine Oxidation eine Abgabe von Elektronen . Wir haben hier einen Übergang von zwei wertigem Eisen zu drei wertigem Eisen . Das heißt Fe²⁺ hat ein Elektron abgegeben und ist zu Fe³⁺ geworden .

Fe²⁺ à Fe³⁺ + 1 e^-

Beim überprüfen der Ladungen stellen wir fest das die Gleichung soweit schon ausgeglichen ist : 2 = 3 + ( -1)

Auch das ausgleichen der Atome erübrigt sich da wir sowohl links wie auch rechts nur ein Fe vorliegen haben . ( Elektronen werden hierbei nicht mitgezählt da es sich bei Elektronen nicht um Atome handelt !! )

Verknüpfen der Teilgleichungen

Wir haben nun den Reduktions – und Oxidationsschritt aufgestellt und ausgeglichen . Als nächstes folgt nun die Verknüpfung der einzelnen Teilgleichungen . Dazu schrieben wir sie untereinander :

MnO₄^- + 5 e^- + 8 H⁺ à Mn²⁺ + 4 H₂O

Fe²⁺ à Fe³⁺ + 1 e^-

Der Schritt der Verknüpfung ist an sich schnell getan . Hierbei wird nur die Anzahl der übertragen Elektronen der einzelnen Teilschritte auf das kleinste gemeinsame Vielfache gebracht und die Redox – Gleichung nachher addiert .

MnO₄^- + 5 e^- + 8 H⁺ à Mn²⁺ + 4 H₂O |

Fe²⁺ à Fe³⁺ + 1 e^- | *5

MnO₄^- + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ + 5 e^- à Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O + 5 e^-

Zum Abschluss können wir erst mal alle Sachen die links und recht gleich sind wegkürzen : in dem Falle die 5 e^- .

MnO₄^- + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ à Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O

Zur Probe können jetzt noch einmal alle Ladungen links und rechts addiert werden um zu sehen ob sie immer noch übereinstimmen , das selbe gilt für die Anzahl der Atome .

Abschliessend lässt sich noch sagen das die Atome wie nicht an der Reaktion beteiligt sind weggelassen werden können : In dem Falle war das das Kalium aus dem Kaliumpermanganat und das Sulfat aus dem Eisen ( II) sulfat .

Redoxamphoterie

Als redox – amphotere Stoffe bezeichnet man Stoffe , die sowohl Elektronen abgeben als auch aufnehmen können .

In Abhängigkeit von Reaktionspartnern können diese also entweder als Oxidations – oder als Reduktionsmittel dienen !

Redoxvorgänge , bei denen ein Element gleichzeitig aus einer mittleren in eine höhere und in eine tiefere Oxidationsstufe übergeht , bezeichnet man als Disproportionierung .

Bildet sich aus einer höheren und einer tieferen Oxidationsstufe eines Elementes eine Verbindung in einer mittleren Oxidationsstufe , liegt eine Syn – oder Komproportionierung vor .

Beispiele : Disproportionierung von Chlor :

Cl₂ à Cl^- + ClO^–

Die Oxidationsstufe des Cl₂ , also des Elements , entspricht laut Definition 0 . Es geht somit in die Oxidationsstufe –1 ( Cl^- ) und +1 ( ClO ^- ) über .

Reduktion : Cl₂ à 2 Cl^-

Cl₂ + 2 e^- à 2 Cl^-

Oxidation : Cl₂ à 2 ClO^-

Cl₂ à 2 ClO^- + 2 e^-

Cl₂ + 2 H₂O à 2 ClO^- + 2 e^- + 4 H⁺

Reduktion: Cl₂ + 2 e^- à 2 Cl^-

Oxidation: Cl₂ + 2 H₂O à 2 ClO^- + 2 e^- + 4 H⁺

2 Cl₂ + 2 H₂O à 2 Cl^- + 2 ClO^- + 4 H⁺ | / 2

Cl₂ + H₂O à Cl^- + ClO^- + 2 H⁺

Reaktion läuft im alkalischen Milieu ab : tausche H₂O gegen 2 OH^-

Cl₂ + 2 OH^- à Cl^- + ClO^- + 2 H⁺

Synpropotionierung von Jodat und Jodid zu Jod

IO₃^- + I^- à I₂

Reduktion : 2 IO₃^- à I₂

2 IO₃^- + 10 e^- à I₂

2 IO₃^- + 10 e^- + 12 H₃O⁺ à I₂ + 18 H₂O

Oxidation: 2 I^- à I₂

2 I^- à I₂ + 2 e^-

2 IO₃^- + 10 e^- + 12 H₃O⁺ à I₂ + 18 H₂O

2 I^- à I₂ + 2 e^- | *5

2 IO₃^- + 12 H₃O⁺ + 10 I^- à 6 I₂ + 18 H₂O

Übungsbeispiele zur Vertiefung

Zum Abschluss noch einige Beispiele an denen Sie testen können ob das gelernte auch praktisch umsetzbar ist . Sollte es zu Problemen oder Fragen kommen steh ich gerne zu Verfügung !

1) KMnO₄ + KI ( im sauren )

2) KMnO₄ + SO₃^- ( im alkalischen ) à Mn fällt hier als MnO₂ ( Braunstein )

3) K₂Cr₂O₇ + HSO₃^- ( im sauren )

Viel Glück !