Redoxreaktionen sind Reaktionen, bei denen Elektronen von einem Atom oder einer Verbindung zu einem anderen übertragen werden. Dabei findet jeweils sowohl eine Reduktion (Elektronenaufnahme), als auch eine Oxidation (Elektronenabgabe) statt. Beide laufen nie getrennt voneinander ab, denn die bei einer Reduktion benötigten Elektronen werden von einem anderen Reaktionspartner erst geliefert, der dabei Elektronen abgibt (oxidiert wird). Im Umkehrschluss müssen bei einem Oxidationsvorgang abgegebene Elektronen von einem anderen Reaktionspartner aufgenommen werden, der dadurch reduziert wird. Bei diesen parallel zueinander laufenden Reduktionen und Oxidationen spricht man entsprechend von einer Redox-Reaktion.
Wir wollen uns hier kurz mit dem Aufstellen von Redox-Gleichungen beschäftigen. Schlußendlich läuft es darauf hinaus, dass zwei Faktoren zu beachten sind:
1. Massenbilanz: Auf beiden Seiten der Redox-Gleichung müssen von allen Atomsorten gleichviele vorhanden sein.
2. Ladungsbilanz: Auf beiden Seiten der Gleichung muss die selbe Gesamtladung vorliegen. Das scließt ein, dass die Summen der Oxidationsstufen bei Edukten und Produkten gleich sind und dass die Anzahl der Elektronen, die in der Reduktion und der Oxidation umgesetzt werden gleich ist.
Das Aufstellen einer Gleichung lässt sich nach einem relativ einfachen Schema bewerkstelligen. Als Beispiel betrachten wir die Reaktion von Aluminium mit Chlor zu Alimimiumchlorid:
Al + Cl2 → AlCl3
Diese (Un-)Gleichung gilt es nun auszugleichen:
1. Zuerst müssen die Oxidationsstufen aller beteiligten Stoffe und Atome ermittelt werden, um zu erkennen, was oxidiert und was reduziert wurde:
Edukte: Al: 0 Cl2: 0
Produkte: AlCl3 ist ein Salz, denken wir es uns also in ionischer Schreibweise: Al3+ + 3Cl-
Im Zuge der Reaktion wurde also Al von der Oxidationsstufe 0 in die Oxidationsstufe +III oxidiert. Chlor wurde von der Oxidationsstufe 0 nach -I reduziert.
2. Die so ermittelten Oxidations- und Reduktionsreaktionen werden getrennt aufgelistet:
Ox: Al → Al3+ + 3e-
Red: Cl2 + 2e- → 2Cl-
3. Für beide Teilgleichungen muss zunächst die Stoff- und Ladungsbilanz ausgeglichen werden.
Es gilt hier, sicherzustellen, dass bei beiden Teilreaktionen gleichviele Atome jeder Sorte und gleich viel Ladung auf beiden Seiten des Reaktionspfeils steht. Im vorliegenden Beispiel ist dies nicht mehr nötig, da beide Bilanzen bereits ausgeglichen sind.
4. Die Anzahl der in der Oxidation abgegebenen Elektronen und die der in der Reduktion aufgenommenen müssen stets gleich sein (vgl. oben).
Um dies zu erreichen, muss ein gemeinsames Vielfaches der Elektronenzahlen der Teilreaktionen gefunden werden. Dies erreicht man am einfachsten, indem man die Oxidationsreaktion mit der Anzahl der Elektronen in der Reduktionsreaktion multipliziert und umgekehrt.\
Ox: Al → Al3+ + 3e- |· 2⇒ 2Al → 2Al3+ + 6e-
Red: Cl2 + 2e- → 2Cl- |· 3⇒ 3Cl2 + 6e- → 6Cl-
5. Nun können beide Teilgleichungen wieder zusamengefasst werden, indem beide Eduktseiten und beide Produktseiten jeweils zusammengezählt werden:
Redox: 2Al + 3Cl2 + 6e- → 2Al3+ + 6e- + 6Cl-
6. Schlußendlich können doppelte Terme (die auf beiden Seiten auftauchen, hier also etwa die Elektronen) herausgekürzt und Edukte und Produkte wie gewünscht zusammengefasst werden:
2Al + 3Cl2 → 2AlCl3
7. Wenn gewünscht (und erforderlich), können an dieser Stelle Gegenionen ergänzt werden}, so dass die Gleichungen nicht nur die beteiligten Spezies enthalten, sondern die tatsächlich eingesetzten Chemikalien. Dieser Schritt ist jedoch in der Regel nicht notwendig.
In diesem Beispiel fällt der Schritt natürlich weg, da Aluminiuum und Chlor bereits unsere Edukte waren und es keine weiteren Gegenionen gibt.
Stoff- und Ladungsausgleich
Etwas schwieriger wird es, wenn man es mit Redox-Gleichungen zu tun hat, bei denen entweder die Edukt- oder die Produktseite Ladungen und/oder Atome enthält, die auf der jeweils anderen Seite nicht auftauchen. Das sind meistens Sauer- und Wasserstoff, die an der eigentlichen Elektronenübertragung oft gar nicht teilnehmen. Als Beispiel betrachten wir einmal die Oxidation von Fe2+ mit Permanganat, wobei Fe3+ und Mn2+ entstehen:
MnO4- + Fe2+ → Mn2+ + Fe3+
1.
Edukte: Mn: +VII O: jeweils -II Fe2+: +II
Produkte: Mn2+: +II Fe3+: +III
Mangan wird von +VII nach +II reduziert, Eisen wird nach +III oxidiert. Der Sauerstoff befindet sich bereits in der Oxidaionsstufe -II, er wird diese bei dieser Reaktion nicht ändern, nimmt an der Elektronenübertragung also nicht teil.
2.
Ox: Fe2+ → Fe3+ + e-
Red: Mn7+ + 5e- → Mn2+
3.
Als Edukt der Reduktion liegt aber ja nicht das "nackte" Mn(VII)-Ion vor, sondern eben das sauerstoffhaltige Permanganat. Die Reaktionsgleichung müsste also lauten:
Red: MnO4- + 5e- → Mn2+
Diese Gleichung ist nun aber nicht länger ausgeglichen, die Sauerstoffe aus dem Permanganat fehlen auf der rechten Seite. Man könnte jetzt schreiben:
Red: MnO4- + 5e- → Mn2+ + 4O2-
Diese Gleichung würde im Grunde alle Anforderungen erfüllen. Jedoch ist freies Oxid (ähnlich freien Protonen) nicht sehr stabil, wird also in der Realität nicht gebildet (bzw. würden etwa mit Wasser direkt zu Hydroxid reagieren). Die Sauerstoffe müssen idealerweise in einer Verbindung aufgenommen werden, in der sie weiterhin in der Oxidationsstufe -II enthalten sind. Wir können uns hier zu Nutze machen, dass derartige Reaktionen oft in wässriger Lösung stattfinden und annehmen, dass die Oxide schlußendlich Wasser bilden werden:
Red: MnO4- + 5e- → Mn2+ + 4H2O
Die Gleichung ist abermals nicht ausgeglichen, für die Bildung von Wasser werden nun zusätzlich Wasserstoffionen (Aus Autoprotolyse von Wasser oder Säurezugabe) auf der Eduktseite benötigt:
Red: MnO4- + 5e- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
Die so erhaltene Gleichung ist wieder ausgeglichen und erfüllt alle Anforderungen.
Grundsätzlich gilt bei dieser Art von Reaktionen:
Überschüssige Wasser- und Sauerstoffe können stets dadurch "entfernt" werden, dass mit ihnen Wasser gebildet wird. Fehlen hierfür in der Gleichung Protonen (um Sauerstoffe zu binden) oder Hydroxide (um Protonen zu binden), so können sie beliebig ergänzt werden. Gleiches gilt auch andersherum. So können Wasser- und Sauerstoffe, die zur Bildung der Produkte benötigt werden stets als aus Wasser kommend angenommen werden, überschüssige Protonen und Hydroxide sind auch hier entsprechend zu ergänzen.
4.
Ox: Fe2+ → Fe3+ + e- |· 5⇒ 5Fe2+ → 5Fe3+ + 5e-
Red: MnO4- + 5e- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O |· 1⇒ MnO4- + 5e- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
5.
Redox: MnO4- + 5Fe2+ + 5e- + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 5e- + 4H2O
6.
MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
7.
Nehmen wir an, dass als Edukte Kaliumpermanganat, Eisensulfat und für die Protonen Schwefelsäure eingesetzt wurden und ergänzen die Gegenionen. Dann ergibt sich:
KMnO4 + 5FeSO4 + 4H2SO4 → MnSO4 + 2.5Fe2(SO4)3 + 4H2O + 0.5 K2SO4
Oxidationsmittel und Reduktionsmittel
Ein Stoff, der bei einer Redox-Reaktion Elektronen abgibt (also oxidiert wird) und somit die für die Reduktion benötigten Elektronen liefert wird Reduktionsmittel genannt. Reduktionsmittel geben Elektronen an die Reaktionspartner ab; dadurch werden die Partner reduziert, sie selbst oxidiert.
Gute Reduktionsmittel sind Wasserstoff, unedle Metalle, Kohlenstoff, Hydride und Schwefelverbindungen wie Schwefelwasserstoff oder Natriumthiosulfat.
Ein Stoff, der bei einer Redox-Reaktion Elektronen aufnimmt (also reduziert wird), wird Oxidationsmittel genannt. Oxidationsmittel nehmen Elektronen von den Reaktionspartnern auf; dadurch werden die Partner oxidiert, sie selbst reduziert.
Starke Oxidationsmittel sind neben Sauerstoff auch die Halogene, sauerstoffhaltige Verbindungen mit Atomen hoher Oxidationszahlen (Permanganat mit Mn(VII), Dichromat mit Cr(VI)) und Edelmetallkationen.
Korrespondierende Redoxpaare
Die eben beschriebenen Halbreaktionen eines Redoxsystems (Oxidation und Reduktion) bestehen aus jeweils einem korrespondierenden Redoxpaar. Das bedeutet nicht mehr, als dass z.B. die Oxidation des Aluminiums zu Aluminium(III)-ionen nicht nur in eine Richtung abläuft, sondern auch in die andere Richtung ablaufen kann. Aluminium(III)-ionen können durch Zugabe von Elektronen wieder zu Aluminium reduziert werden. Wesentlich dafür ist der Reaktionspartner. Trifft Aluminium auf ein genügend starkes Oxidationsmittel, wird es oxidiert. Treffen Al(III)-ionen auf ein starkes Reduktionsmittel werden sie wieder zu Aluminium reduziert. Das Redox-Paar ist hier Al3+/Al. Aussagen darüber mit welchen Partnern ein Redoxpaar oxidiert oder reduziert wird, kann man mit Hilfe der Spannungsreihe treffen.
