Redoxreaktion
Redoxreaktionen werden in Batterien, Akkumulatoren, Elektrolyse oder zur Herstellung chemischer Substanzen verwendet. Auch brauchst du sie in der Schule und im Studium. Hier zeigen wir dir, wie die Reaktionen funktionieren.
Möchtest du die Erklärungen lieber in einem Video erklärt bekommen? Das haben wir dir hier verlinkt.
Redoxreaktionen Definition
Redoxreaktionen sind Reaktionen bei denen Elektronen von einem Reaktionspartner auf einen anderen übertragen werden. Sie bestehen aus zwei Teilreaktionen. Bei der Reduktion nimmt ein Stoff Elektronen auf und bei der Oxidation gibt er Elektronen ab.
Oxidation = Elektronenabgabe und Reduktion = Elektronenaufnahme
Die Oxidation geschieht dabei meistens exotherm , also unter der Abgabe von Energie. Sind Oxidation und Reduktion räumlich voneinander getrennt, kannst du durch den Elektronenfluss einen Strom erzeugen. Das ist das Prinzip eines galvanischen Zelle .
In chemischer Schreibweise würde eine Oxidation eines Elements A, das als Reduktionsmittel fungiert, so aussehen:
A→ A+ + e–
Eine Reduktion mit einem Element B, das als Oxidationsmittel reagiert, demnach:
B + e– → B–
Zusammengefasst ergäbe das die Redoxreaktion:
A + B → B– + A+
Ein Oxidationsmittel ist ein Stoff, der einen anderen oxidiert und dabei selbst Elektronen aufnimmt. Dadurch reduziert sich der Stoff.
Ein Reduktionsmittel ist hingegen ein Stoff, welcher ein anderen reduziert und dabei selbst oxidiert wird. Er gibt Elektronen ab.
Redoxreaktion aufstellen
In der Schule oder auch im Studium wirst du mehrere Aufgaben bekommen, bei denen du Redoxreaktionen aufstellen musst, beziehungsweise stofflich ausgleichen musst.
Wir haben dir ein einheitliches Vorgehen erstellt mit dem du immer zum Ziel kommst.
- Oxidationszahlen bestimmen
- Elektronenausgleich
- Ladungsausgleich
- Stoffausgleich
- gleiche Anzahl an Elektronen
- zusammenfassen und kürzen
In diesem Beitrag schauen wir uns noch eine Reduktionsgleichung und deren Mechanismen genauer an. Daraufhin kommt noch ein Beispiel bei dem Zink mit Salzsäure reagiert. Hier ist die Besonderheit, dass nicht alle oben genannten Teilschritte durchgeführt werden müssen.
In einem zweiten Video, das wir dir hier verlinkt haben gehen wir an einem anderen Beispiel jeden einzelnen oben genannten Schritt durch und stellen die Redoxreaktion auf.
Redoxreaktion Beispiel
Schauen wir uns als Beispiel eine Redoxreaktion an. Zuerst betrachten wir die Gesamtreaktion, die wir dann in die Teilreaktionen aufteilen. Und zwar reagiert Eisen-III-oxid mit Aluminium zu Eisen und Aluminiumoxid.
An der Reaktionsgleichung kannst du erkennen, dass das Eisen-drei-oxid seinen Sauerstoff an das Aluminium abgibt. Das Aluminium wird also oxidiert und das Eisen durch die Abgabe von Sauerstoff reduziert.
Schauen wir uns jetzt die Teilgleichungen an. Dann siehst du anhand der Elektronenübergänge welcher Stoff oxidiert bzw. reduziert wird. Die zwei Teilgleichungen sind:
Hier kannst du erkennen, dass das Aluminium 6 Elektronen abgibt, die dann vom Eisen aufgenommen werden. Die Aluminiumreaktion ist also die Oxidation und die Eisenreaktion die Reduktion.
Als Oxidationsmittel fungieren Elemente, die eine hohe Elektronegativität besitzen und somit Elektronen stark an sich ziehen wollen. In unserem Fall ist das Oxidationsmittel Sauerstoff. Generell gelten aber die Elemente der 6. und 7. Hauptgruppe als starke Oxidationsmittel. Folglich sind Elemente, die gerne Elektronen abgeben, starke Reduktionsmittel. Dies sind vor allem Alkali- und Erdalkalimetalle.
Redoxreaktion aufstellen Beispiel
Hier zeigen wir dir, wie du eine Redoxreaktion aufstellen kannst. Die Reaktion lautet wie folgt: Zink reagiert mit Salzsäure zu Zinkchlorid und Wasserstoff.
Stellen wir jetzt zuerst die Gesamtreaktion auf. Diese sieht so aus:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Nun hast du deinen Startpunkt und musst die Redoxreaktion noch ausgleichen. Dafür benötigst du unsere 6 Teilschritte.
Als erstes bestimmst du die Oxidationszahlen der beteiligten Stoffe. Diese sind formal gleichzusetzen mit der Ladung eines Stoffes. Wenn also ein Stoff ungeladen ist, müssen sich die einzelnen Oxidationszahlen auf null addieren, bzw. auf minus eins für ein einfach geladenes Anion. Reine Elemente haben deshalb immer die Oxidationszahl null und Verbindungen sind insgesamt auch immer neutral.
Es gibt aber noch ein paar Regeln. Sauerstoff hat zum Beispiel fast ausnahmslos die Oxidationszahl minus zwei (-II) und Wasserstoff die eins (I).
In unserem Beispiel hat Zink die Oxidationszahl null, das Wasserstoffatom plus eins und das Chloratom minus eins, damit HCl insgesamt neutral ist. Auf der rechten Seite ist der Wasserstoff jetzt elementar und hat deshalb die Oxidationszahl null, die zwei Chloratome haben weiterhin minus eins. Damit das Zinkchlorid insgesamt neutral ist, muss Zink nun die Oxidationszahl zwei haben. Daran lässt sich auch schon erkennen, dass Zink oxidiert wird. Vorher hatte es die Oxidationszahl null und danach plus zwei. Es hat also zwei Elektronen abgegeben.
Mit diesem Wissen können wir jetzt den zweiten Schritt angehen. Wir erstellen nun die beiden Teilgleichungen und machen den Elektronenausgleich. Dafür schauen wir, um wie viel sich die Oxidationszahl von Zink bei der Oxidation geändert hat. Elementares Zink hat die Zahl 0 und wird auf +II oxidiert. Also müssen wir unsere Oxidation mit zwei Elektronen ausgleichen. Das selbe machen wir nun auch für die Reduktion. Aus unseren zwei einfach positiven Wasserstoffatomen wird ein neutrales Wasserstoffmolekül. Jedes Wasserstoffatom nimmt jeweils ein Elektron auf, also zwei Elektronen insgesamt. Damit haben wir diese zwei Teilreaktionen der Redoxreaktion:
Da der Ladungsausgleich auch ohne Hydroxid oder Oxonium-Ionen funktioniert, sind sie an der Reaktion nicht beteiligt. Darum ist diese Reaktion auch unabhängig davon, ob sie in basischem oder saurem Milieu abläuft. Auch der Stoffausgleich mit Wasser fällt folglich weg. In Oxidation und Reduktion kannst du in einem letzten Schritt die zwei Elektronen links bzw. rechts rauskürzen und anschließend beide Gleichungen addieren. Dadurch ergibt sich folgende Redoxreaktion:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Kupferoxid reagiert mit Kohlenstoff
Bei der nächsten Aufgabe kannst du einmal das komplette Vorgehen anwenden. Dafür haben wir dir auch ein extra Video gedreht, welches du hier verlinkt findest.
Die Redoxgleichung lautet: Kupferoxid reagiert mit Kohlenstoff zu elementarem Kupfer und Kohlenstoffdioxid.
Die Reaktionsgleichung zum starten, würde wie folgt aussehen:
CuO + C → Cu + CO2
Diese müssen wir jetzt noch stofflich ausgleichen und umformen.
Oxidationszahlen und Elektronenausgleich
Der erste Schritt die Bestimmung der Oxidationszahlen, um herauszufinden was unsere Oxidation bzw. Reduktion ist. Kohlenstoff ist elementar und hat somit die Oxidationszahl null, Sauerstoff wie immer die minus zwei und Kupfer folglich die plus zwei. Auf der rechten Seite ist Kupfer jetzt elementar und hat die Oxidationszahl null, Sauerstoff weiterhin die minus zwei und weil wir zwei Sauerstoffatome haben, muss der Kohlenstoff jetzt die Oxidationszahl plus vier haben. Der Kohlenstoff wird also oxidiert und das Kupfer reduziert.
Schritt zwei ist wieder das Aufstellen der beiden Teilgleichungen. Für die Oxidation gilt: Kohlenstoff geht über zu Kohlenstoffdioxid plus vier Elektronen. Vier Elektronen deshalb, weil sich die Oxidationszahl von Kohlenstoff um vier geändert hat. Aber wieso kommen die Elektronen auf die rechte Seite und nicht auf die linke? Ganz einfach. Das liegt daran, dass bei der Oxidation die Elektronen aufgenommen und bei der Reduktion die Elektronen abgegeben werden. Die Reduktion lautet dann: Kupferoxid plus zwei Elektronen geht über zu Kupfer.
Ladungsausgleich
Jetzt erfolgt der Ladungsausgleich. Dafür musst du zuerst wissen, ob die Reaktion im Neutralen, im Basischen oder im Sauren abläuft. Für den Neutralen und Sauren Bereich muss mit H3O+ Ionen ausgeglichen werden, im Basischen mit OH–-Ionen. Wenn keine Angabe in der Aufgabe steht, gehen wir vom Neutralen aus.
Wir verwenden also Hydronium-Ionen für den Ausgleich. Dafür schauen wir uns bei beiden Teilgleichungen die Ladungen auf der linken und auf der rechten Seite an. In unserem Fall haben wir bei der Oxidation links eine Ladung von Null und rechts eine von plus vier, wegen der vier Elektronen. Das heißt wir schreiben auf die negativere Seite vier Hydronium-Ionen, um die Ladung zu kompensieren. Bei der Reduktion geht das genauso. Links haben wir eine Ladung von minus zwei und rechts eine von null. Also müssen wir links mit H3O+ -Ionen ausgleichen.
Stoffausgleich
Der nächste Schritt ist jetzt der Stoffausgleich. Dieser erfolgt immer mit Wasser. Wir schauen uns für jede der beiden Teilgleichungen an, wie Wasserstoff und Sauerstoff auf der linken bzw. rechten Seite verteilt sind.
Bei der Oxidation haben wir rechts vier mal drei – also 12 – Wasserstoffatome und sechs Sauerstoffatome. Links befinden sich gar keine Wasserstoff- oder Sauerstoffatome. Wir müssen also mit so vielen H2O Molekülen auffüllen, damit die beiden Seiten identisch sind. In unserem Fall brauchen wir sechs Wassermoleküle. Damit haben wir auf beiden Seiten die gleiche Menge von Atomen.
Bei der Reduktion funktioniert das genauso. Links haben wir sechs Wasserstoff- und drei Sauerstoffatome. Rechts müssen wir drei H2O hinzufügen, damit unsere Gleichung stimmt.
Im fünften Schritt müssen wir noch dafür sorgen, dass unsere beiden Teilgleichungen dieselbe Anzahl an Elektronen aufweisen. Das kriegen wir ganz einfach hin, indem wir die Reduktionsgleichung mit zwei multiplizieren. Unsere beiden Gleichungen sehen nun so aus:
Als letzten Schritt müssen wir nur noch aus diesen Teilgleichungen eine einzige machen. Das wichtigste dabei ist, dass du weißt was auf welche Seite kommt. Edukte zu Edukten und Produkte zu Produkten. Also alles was mal auf der linken Seite einer Teilgleichung stand, muss auch auf der linken Seite der Gesamtgleichung stehen. Das sieht dann so aus:
Das wirkt jetzt noch kompliziert aus, aber wie auch in der Mathematik kann man hier einiges kürzen. Alles, das auf beiden Seiten gleich ist, kannst du rauskürzen. Die finale Reaktionsgleichung ist dann:
Mit diesem Vorgehen kannst du jede Reaktionsgleichung aufstellen.
