Redoxreaktion

Redoxreaktionen sind chemische Reaktionen bei denen gleichzeitig eine Reduktion (Elektronenaufnahme) und eine Oxidation (Elektronenabgabe) stattfindet; insgesamt werden ein oder Elektronen übertragen. Da in einem chemischen System freien Elektronen vorliegen können ist die Reduktion Stoffes zwangsläufig von der Oxidation eines anderen begleitet. Gleichzeitig ändern sich die Oxidationszahlen der Reaktionspartner: Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wechselt selbst in eine Oxidationsstufe (es wird somit oxidiert); das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wechselt in niedrigere Oxidationssstufe (es wird somit reduziert).

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

Inhaltsverzeichnis

1 Beispiele 1.1 Verbrennung vom Methan 1.2 Natrium und Wasser 2 Allgemeines

Beispiele

Verbrennung vom Methan

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

Methan (das Reduktionsmittel) wird zu Kohlenstoffdioxid Der Kohlenstoff ändert dabei seine Oxidationszahl von -IV nach +IV. Sauerstoff (das wird reduziert (Oxidationszahl von 0 nach -II).

Natrium und Wasser

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

2 Na + 2 H ₂ O → 2Na ⁺ + 2 OH ^- + H ₂

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

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

2 Na → 2 Na ⁺ + 2 e ^-

2 H ₂ O + 2 e ^- → 2 OH ^- + H ₂

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2 Na + 2 H ₂ O → 2 Na ⁺ + 2 OH ^- + H ₂

Allgemeines

Mit Hilfe des Redoxpotenzials der einzelnen Elemente lässt sich errechnen Stoff reduziert und welcher oxidiert wird: Man eine Spannungsreihe bilden die zeigt in welche Richtung der Elektronenübergang erfolgt.

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

Bei der Erstellung komplexerer Redoxgleichungen ist unerlässlich sich der Hilfe von Oxidationszahlen zu Wenn man folgende einfache Regeln beachtet so 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
5. Ladungsausgleich (gleiche Ladung auf beiden Seiten):
   - in alkalischer Lösung mit OH ^-
   - in saurer Lösung durch H ₃ O ⁺
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:

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