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Oxidieren - Reduzieren

1 Redoxsysteme (korrespondierende Redoxpaare)

Sämtliche Reaktionen, bei denen Elektronenübergänge stattfinden, werden durch die Begriffe Oxidieren und Reduzieren beschrieben.

Definition:
Eine Substanz oxidieren bedeutet: der Substanz Elektronen entziehen.
Eine Substanz reduzieren bedeutet: der Substanz Elektronen zuführen.
oder:
Oxidiert werden bedeutet: Elektronen abgeben
Reduziert werden bedeutet: Elektronen aufnehmen

a. Einfache Redoxsysteme:

Beispiel:

     Fe2+ = Fe3+ + e-      (Wechsel der Oxidationsstufe)

Diese Gleichung besagt:

von links nach rechts:
Fe2+ gibt ein Elektron ab und geht dabei gleichzeitig in Fe3+ über; d.h. also:
Fe2+ wird oxidiert
Fe2+ ist Elektronendonator
von rechts nach links:
Fe3+ nimmt ein Elektron auf und wird damit zu Fe2+; d.h. also:
Fe3+ wird reduziert
Fe3+ ist Elektronenakzeptor

Fe2+ (reduzierte Stufe) und Fe3+ (oxidierte Stufe) bilden ein korrespondierendes Redoxpaar

Fe2+ = Fe3+ + e-
reduzierte Stufe   oxidierte Stufe
Elektronendonator   Elektronenakzeptor
allgemein:      Red = Ox + n e-      (n = 1, 2, 3, ...)

b. Redoxsysteme, die mit Protonenübertragungen gekoppelt sind

                 +7
Beispiel: Mn2+ / MnO4-

Das Mangan in der Oxidationsstufe +7 ist (formal) von vier O2--Ionen umgeben, die reduzierte Stufe Mn2+ dagegen nicht. Beim Übergang Mn(+7)O4- Pfeil Mn2+ wird der gesamte Sauerstoff von Protonen (H+) übernommen (formal: O2- + 2 H+ Pfeil H2O; kein Redoxvorgang!)

MnO4- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O
Ox. + n e- = Red.

Für die Formulierung von Redoxsystemen, die mit Protonenübertragungen gekoppelt sind, gelten folgende Regeln:

  1. Die Zahl der ausgetauschten Elektronen ist gleich der Differenz der Oxidationsstufen.
  2. Wasserstoffionen stehen auf der oxidierten, H2O-Molekeln auf der reduzierten Seite.
  3. Die Zahl der H2O-Molekeln ist gleich der Differenz der Anzahl der Sauerstoffatome zwischen oxidierter und reduzierter Form.
  4. Die Summe der Ladungen ist auf beiden Seiten gleich.

     Mn2+      |     MnO4-     8 H+     5 e-
     +2       |      -1       +8       -5     | Summe = +2

2 Redoxreaktionen

In wäßriger Lösung können Elektronen nicht frei auftreten. Damit eine Redoxreaktion ablaufen kann, müssen zwei Redoxpaare miteinander gekoppelt werden, wobei die reduzierte Form des Paares I Elektronen auf die oxidierte Form des Paares II überträgt.

Beispiel:

1. Oxidation von Fe2+: Fe2+ = Fe3+ + e-    | * 5
2. Reduktion von MnO4-: MnO4- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O

3. Redoxreaktion: MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ = Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+
  (violett) = (farblos)
  Ox.II      Red.I = Red.II      Ox.I

Für die Reduktion des MnO4- werden 5 Elektronen benötigt, daher muß Gleichung 1 mit 5 multipliziert werden.

Bei dieser Redoxreaktion nimmt Mn(+7)O4- also 5 Elektronen auf, die ihm von 5 Fe2+ geliefert werden.

Man sagt:
MnO4- wird reduziert = nimmt Elektronen auf
Fe2+ ist dabei das Reduktionsmittel
und umgekehrt:
Fe2+ wird oxidiert = gibt Elektronen ab
MnO4- ist dabei das Oxidationsmittel
oder:
MnO4- oxidiert das Fe2+ zum Fe3+
Fe2+ reduziert das MnO4- zum Mn2+

Es gibt also folgende Synonyme:

Reduktionsmittel = reduzierte Stufe eines Redoxpaares = Elektronendonator = gibt Elektronen ab = wird oxidiert = reduziert die oxidierte Stufe eines anderen Redoxpaares.

Oxidationsmittel = oxidierte Stufe eines Redoxpaares = Elektronenakzeptor = nimmt Elektronen auf = wird reduziert = oxidiert die reduzierte Stufe eines anderen Redoxpaares.

Anmerkung: In der (bio-)chemischen Fachsprache ist es unrichtig, das intransitive Wort "oxydieren = verbrennen = Sauerstoff aufnehmen" zu verwenden, etwa in dem Satz "Kupfer oxydiert zu Kupferoxid" im Sinne von "Kupfer verbrennt zu Kupferoxid". Laut Duden ist dieser Satz in der deutschen Umgangssprache zwar richtig, in der Fachsprache hingegen verwendet man nur das transitive Wort oxidieren = (einer anderen Substanz) Elektronen entziehen:

MnO4- oxidiert Fe2+      =      MnO4- entreißt dem Fe2+ ein Elektron.

3 Oxidationszahl (= OZ)

  1. Atome haben im elementaren Zustand die OZ 0.
  2. Die Summe aller OZ in einem Molekül ist 0.
  3. Die Summer der OZ in einem Ion ist gleich der Ladung des Ions.
  4. Die OZ von H ist +1 (Ausnahmen: in H2 = 0, in Metallhydriden = -1)
  5. Die OZ von O ist -2 (Ausnahmen: in O2 = 0, in Peroxiden = -1, in OF2 = +2)
  6. Die OZ von Halogen ist -1 (Ausnahmen z.B.: elementare Halogene, IO3-, ClO4-)

4 Redoxgleichung

  Beispiel
1. Feststellung der Redoxpaare
e--liefernd / e--aufnehmend
C2O42- / 2CO2          MnO4- / Mn2+
2. Feststellung der OZ C(+3)2O42- / 2C(+4)O2          Mn(+7)O4- / Mn(+2) 2+
3. Berücksichtigung der OZ-Änderung Pfeil
Einsetzen von Deltae- auf der Gleichungsseite
mit höherer OZ
C2O42- Pfeil 2CO2 + 2e-
         MnO4- + 5e- Pfeil Mn2+
4. Ladungsausgleich in beiden
Teilgleichungen durch
- im Sauren: H+ (bzw. H3O+)
- im Basischen: OH-
C2O42- Pfeil 2CO2 + 2e-
         MnO4- + 5e- + 8H+ Pfeil Mn2+
5. Massengleichheit an der Zahl der
O-Atome prüfen, evtl. durch Einsetzen
von H2O herbeiführen
C2O42- Pfeil 2CO2 + 2e-
         MnO4- + 5e- + 8H+ Pfeil Mn2+ + 4 H2O
6. Teilgleichungen mit Koeffizienten
multiplizieren, damit n*e- für
beide Redoxpaare gleich wird
C2O42- Pfeil 2CO2 + 2e-      | *5
MnO4- + 5e- + 8H+ Pfeil Mn2+ + 4 H2O      | *2
7. die beiden linken und rechten Gleichungsseiten jeweils addieren (evtl. kürzen)
5 C2O42- + 2 MnO4- + 16 H+ Pfeil 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
bzw.:
5 C2O42- + 2 MnO4- + 16 H3O+ Pfeil 10 CO2 + 2 Mn2+ + 24 H2O

Die oxidierte Stufe des Redoxpaares mit dem positiveren Potential
reagiert mit
der reduzierten Stufe des Redoxpaares mit dem negativeren Potential

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© J. Mittner, U. Timper, B. Kirste. 1999-05-18, 2001-02-23, 2004-10-05