Redoxreaktionen – Grundlagen der Elektro-chemie

7.1 Begriffe: Oxidation – Reduktion

Die Begriffe Oxidation und Reduktion sind im Laufe der historischen Entwicklung der Chemie mehrfach erweitert und auf einer hoheren Erkenntnisebene neu definiert worden. Ursprunglich wurde unter einer Oxidation die Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff (Oxy – genium), also eine Sauerstoffaufnahme verstanden. Die Ruckfuhrung des Stoffes in den urspriinglichen Zustand, d. h. die Abgabe von Sauerstoff, wurde als Reduktion bezeichnet. Zum Beispiel verbrennt Magnesium bei hoheren Temperaturen unter Aussendung von blendend weiBem Licht. Mg wird oxidiert und es bildet sich weilies Magnesiumoxid MgO (Gl. 7-1).

2 Mg + 02 ———— ► 2 MgO (7-1)

Betrachtet man andererseits die Umsetzung von Magnesium mit Chlor (Gl. 7-2), ergeben sich eine Reihe von Analogien zur Oxidation des Mg mit Luftsauerstoff.

Mg + Cl2 ————- ► MgCl2 (7-2)

Obwohl Sauerstoff nicht beteiligt ist, verlauft auch diese Reaktion heftig und exotherm. Auch in diesem Falle spricht man von einer Verbrennung des Magnesiums im Chlorstrom. In beiden Reaktionen – und darin besteht ihre Gemeinsamkeit – gibt das Magnesiumatom Elektronen ab. Mg wird oxidiert (Gl. 7-3).

Mg ——— ► Mg2+ + 2 e~ {Elektronenabgabe, Oxidation) (7-3)

Die Elektronen werden vom jeweiligen Reaktionspartner aufgenommen, der dabei reduziert

wird (Gl. 7-4 und 7-5).

Vi 02 2e~ ——-

— O2-

(7-4)

(Elektronenaufnahme, Reduktion)

Cl2 + 2 e

-* 2СГ

(7-5)

Im Resultat dieser Betrachtungen konnen die Begriffe Oxidation und Reduktion neu ge – fasst werden: Eine Oxidation ist stets mit einer Elektronenabgabe und eine Reduktion stets mit einer Elektronenaufnahme verbunden. Oxidation und Reduktion laufen immer gekoppelt ab. Der Gesamtprozess wird als Redoxreaktion bezeichnet. Unter Verwendung der in Кар. 2.2.2 eingefuhrten Oxidationszahlen ergeben sich die folgenden Aussagen:

Die Oxidation ist mit einer Erhohung der Oxidationszahl und die Reduktion mit einer Erniedrigung der Oxidationszahl verbunden.

Eine Elektronenabgabe kann nur erfolgen, wenn ein Reaktionspartner vorhanden ist, der die Elektronen aufnehmen kann. Dieser Reaktionspartner wird als Oxidationsmittel bezeichnet. Denjenigen Reaktionspartner, der die Elektronen abgibt und damit die Reduktion hervor – ruft, nennt man Reduktionsmittel.

R. Benedix, Bauchemie, DOI 10.1007/978-3-8348-9944-6_7,

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Oxidationsmittel sind Stoffe, die Elektronen aufnehmen konnen {Elektronenakzepto – ren) und dabei seibst reduziert werden. Reduktionsmittel sind Stoffe, die Elektronen abgeben konnen (Elektronendonatoren) und dabei seibst oxidiert werden.

Bei der Oxidation von Magnesium mit Sauerstoff ist Mg das Reduktionsmittel. Magnesium wird oxidiert und erhoht seine Oxidationszahl von ±0 auf +11. Der Sauerstoff als Oxidati­onsmittel emiedrigt seine Oxidationszahl von ±0 auf – II.

Beispiele fur praktisch wichtige Oxidationsmittel sind: Cl2, 02 (bzw. 03), H202, Kalium- permanganat (KMn04), Kaliumchromat bzw. – dichromat (К2СЮ4 bzw. K2Cr207). Wichtige Reduktionsmittel sind die Alkalimetalle, Koks (C), Sulfite (z. B. Natriumsulfit Na2S03), Nitrite (z. B. Kaliumnitrit KN02) und Fe(II)-Salze (z. B. Eisen(II)-sulfat FeS04).

Подпись: 2+
Подпись: Oxidation Mg Reduktion Mg- 2СГ Oxidation Cl2 Reduktion
Redoxreaktionen - Grundlagen der Elektro-chemie

Wie Saure-Base-Reaktionen sind auch die Redoxprozesse umkehrbar. Schreibt man Gl. (7­3) und (7-5) als Gleichgewichtsreaktionen, entspricht jeweils die Hinreaktion einer Oxida­tion und die Ruckreaktion einer Reduktion (Gl. 7-6a und b).

Reduzierte Form (Red) und oxidierte Form (Ox) stehen im Gleichgewicht. Sie bilden zu – sammen ein korrespondierendes Redoxpaar (auch: Redoxsystem).

Подпись: RedOx + z e’

Fur Redoxpaare wurde die Kurzschreibweise Red/Ох festgelegt. Vor dem Schragstrich steht stets die reduzierte Form und nach dem Schragstrich die oxidierte Form, z. B. Mg/Mg2+. Im Redoxsystem (7-6b) ist die reduzierte Form das Chloridion und die oxidierte Form ein molekular vorkommendes Gas. Man schreibt deshalb definitionsgemaB C17C12. Der Stochiometriefaktor 2 (2 СГ auf der linken Seite von Gl. 7-6b) bleibt bei dieser Schreibweise des Redoxpaares unberucksichtigt. Diese Festlegung trifft auch auf Redox­paare wie H2/H30+ und H20/02 zu. Weitere Beispiele fur Redoxpaare sind Fe2+/Fe3+, Na/Na+ oder Mn2+/Mn04".

Im Allgemeinen liegt das Gleichgewicht zwischen reduzierter und oxidierter Form auf einer Seite. In einem korrespondierenden Redoxpaar steht einem starkeren Reduktionsmittel stets ein schwacheres Oxidationsmittel und umgekehrt einem schwacheren Reduktionsmittel stets ein starkeres Oxidationsmittel gegeniiber.

An einer Redoxreaktion sind stets zwei korrespondierende Redoxpaare beteiligt.

Redi + Ox2 Oxi + Red2

Beispiel:

Zn + Cu2+ «■………………… — Zn2+ + Cu

Oxidation

Reduktion