Redoxreaktionen

Reaktionen der Oxidation und Reduktion – die wichtigsten Begriffe

Oxidationsstufe

Als Oxidationsstufe eines chemischen Elements wird die hypothetische Ladung bezeichnet, die sich an einem Atom eines bestimmten Elements in einer chemischen Verbindung ansammeln könnte, wenn man davon ausgeht, dass alle chemischen Bindungen in dieser Verbindung ionische Bindungen sind. In der Praxis tritt diese Situation nicht immer ein (Zersetzung einer Verbindung in einzelne Kationen und Anionen), so dass die Oxidationsstufe als konventionelles Konzept behandelt werden sollte. Die Oxidationsstufe ist gleich der Ladung des betreffenden Ions und nimmt daher positive oder negative Werte an. Er wird durch eine römische Zahl nach dem Symbol des chemischen Elements angegeben. Elemente mit unterschiedlichen Oxidationsstufen haben unterschiedliche oxidationsreduzierende Eigenschaften.

Oxidation

Bei der Oxidation (Entlektronisierung) erhöht das Reduktionsmittel seine Oxidationsstufe und gibt daher Elektronen an das Oxidationsmittel ab. Sowohl die Oxidation als auch die Reduktion können nicht unabhängig voneinander ablaufen, da die von einem chemischen Individuum abgegebenen Elektronen sofort von einem anderen aufgenommen werden müssen, damit die entgegengesetzte Reaktion stattfinden kann.

Reduktion

Bei der Reduktion (Elektronisierung) senkt das Oxidationsmittel seine Oxidationsstufe, indem es Elektronen aufnimmt. Bei der Reduktion werden also Elektronen aufgenommen. Das chemische Element, das dies tut, wird als Oxidationsmittel bezeichnet.

Reaktion der Disproportionierung (Autoredoxidation, Dismutation)

Eine Reaktion der Disproportionierung ist eine der Arten von Redoxreaktionen. In der Literatur findet man auch den Begriff: Dismutationsreaktion. Ihr charakteristisches Merkmal ist, dass im Verlauf einer Redoxreaktion das gleiche Element gleichzeitig oxidiert und reduziert wird. Damit eine Reaktion der Disproportionierung stattfinden kann, muss die Bedingung erfüllt sein, dass das betreffende Element in mindestens drei Oxidationsstufen auftritt. In diesem Fall weist eine Verbindung, die in einer mittleren Oxidationsstufe auftritt, eine wesentlich geringere Stabilität auf als die beiden anderen Oxidationsstufen. Die Reaktionen der Disproportionierung laufen spontan ab. Für diese Art von Redoxreaktion sind Atome wie Schwefel, Stickstoff, Phosphor oder Mangan besonders anfällig.

Reaktion der Synproportionierung

Die Reaktion der Synproportionierung ist ebenso wie die Disproportionierung eine Form der Redoxreaktion. Bei diesem Verfahren reagieren zwei verschiedene chemische Verbindungen, die das gleiche Element in unterschiedlichen Oxidationsstufen enthalten, miteinander. Als Ergebnis der Oxidations-Reduktionsreaktion wird eine andere Verbindung dieses Elements mit einer neuen Oxidationsstufe gebildet.

Elektronenbilanz

Bei jeder Oxidations- und Reduktionsreaktion, die stattfindet, wird die gleiche Anzahl von Elektronen ausgetauscht. Wenn das Reduktionsmittel in einem bestimmten Prozess z.B. zwei Elektronen abgibt, nimmt das Gegenstück, d.h. das Oxidationsmittel, ebenfalls zwei Elektronen auf seiner Elektronenhülle auf. Diese Situation wird als die so genannte Elektronenbilanz der Reaktion bezeichnet. Dieses Gleichgewicht sollte für die gesamte Redoxreaktion gleich Null sein.

Wie verlaufen die Redoxreaktionen?

Die Grundlage jeder Redoxreaktion sind Oxidation und Reduktion. Wenn man diese berücksichtigt, kann jeder Prozess mit Hilfe der so genannten Halbgleichungen beschrieben werden, in denen nur die Atome angegeben werden, die Elektronen abgeben oder abgeben können. Bei der gesamten Redoxreaktion geht es also gewissermaßen um die Abgabe und Aufnahme von Elektronen. Dies kann nur bei Elementen geschehen, die in chemischen Verbindungen in mehr als einer Oxidationsstufe vorkommen. Die Kenntnis ihres Wertes für einzelne chemische Einheiten ist für die korrekte Erfassung und Bilanzierung der Redoxreaktion unerlässlich. Bei einer solchen Bilanz müssen neben der korrekten Schreibweise der Halbgleichungen auch die Oxidations- und Reduktionsreaktionen sowie das Oxidations- bzw. Reduktionsmittel angegeben werden. Zu den Oxidationsmitteln gehören vor allem Elemente mit hoher elektrischer Negativität (16. und 17. Gruppe des Periodensystems der Elemente), Metallionen in den höheren Oxidationsstufen, Edelmetallionen und oxidierende Säuren (z.B. Salpetersäure (V), Schwefelsäure (VI) und deren Mischungen mit anderen nicht oxidierenden Säuren). Die häufigsten Oxidationsmittel sind Verbindungen wie KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃ oder K₂S₂O₈. Reduktionsmittel hingegen sind elektropositive Elemente (in der Regel aus den Gruppen 1 und 2 des Periodensystems), Metalle mit Oxidationsstufe Null, molekularer Wasserstoff, Kohlenstoff, Kohlenmonoxid und Anionen von anorganischen Säuren. Die am häufigsten gewählte Reduktionsmittel sind: Na, Mg, Fe²⁺, Cl^–, Br^–, SCN-. In der Notation der Redoxreaktion wird auch die Anzahl der bei diesem Prozess ausgetauschten Elektronen angegeben. Der Verlauf dieses Elektronenaustausches wird durch das Redoxpotential der beteiligten Reaktanten bestimmt. Mit anderen Worten kann man dieses als Halbzellenpotential oder Elektronenpotential bezeichnen. Per Definition gilt: Je größer die Potentialdifferenz im System, desto größer ist die treibende Kraft der gesamten Oxidations-Reduktionsreaktion.

Können Redoxreaktionen im Alltag beobachtet werden?

Es mag den Anschein haben, dass Redoxreaktionen ein Thema sind, mit dem wir nur in den Schulbüchern und im Chemieunterricht zu tun haben. Doch nichts könnte weiter von der Wahrheit entfernt sein. Diese Art von Reaktionen begleitet uns jeden Tag. Es lohnt sich also, mehr über sie zu erfahren und die Prozesse und die Umwelt um uns herum mit mehr Verständnis zu beobachten. Im Folgenden finden Sie Beispiele für Redoxreaktionen im Alltag, mit denen jeder von uns sicherlich konfrontiert wurde:

• Korrosion von Metallen – ist der am häufigsten auftretende Zerstörungsprozess bei Metallen und ihren Legierungen. Er tritt auf, wenn die Oberfläche eines bestimmten Materials mit der Umwelt und atmosphärischen Einflüssen in Kontakt kommt. Betrachtet man die Mechanismen von Korrosionsprozessen, so haben wir es meist mit elektrochemischer Korrosion zu tun, die in einer Elektrolytumgebung, in feuchten Gasen oder in Böden mit hohem Feuchtigkeitsgehalt auftritt. An der Korrosionsstelle bildet sich eine so genannte Korrosionszelle, in der Elektroden-Oxidations-Reduktionsreaktionen ablaufen. Die Zerstörung des Metalls findet immer im anodischen Bereich statt. Dort werden Elektronen vom Metall abgegeben, das dadurch oxidiert wird und in Form von Ionen in die Elektrolytlösung übergeht. Die freigesetzten Ladungen wandern zur Kathode. Dort verbinden sie sich mit Ionen oder Atomen, die die Fähigkeit haben, Elektronen zu binden. Dabei handelt es sich meist um Sauerstoff aus der Luft (der an der Kathode zu Hydroxidionen reduziert wird) oder Wasserstoffionen (die zu molekularem Wasserstoff reduziert werden). An der Kathode können einer oder beide dieser Prozesse gleichzeitig ablaufen.
• Photosynthese – ist ein Prozess, der uns jeden Tag begleitet. Bei der Photosynthese wandeln die Zellen das Kohlendioxid aus der Luft und das Wasser mit Hilfe der Sonnenenergie in Glukose und Sauerstoff um. Wie viele biochemische Prozesse in lebenden Organismen geht auch die Photosynthese mit einer Änderung der Oxidationsstufe der Elemente einher, aus denen die Reaktionspartner bestehen. Bei dieser Redoxreaktion wird das Sauerstoffatom des Wassermoleküls zu molekularem Sauerstoff oxidiert. Wasser ist also ein Elektronendonator, d.h. ein Reduktionsmittel. Der Akzeptor der resultierenden Ladung, d.h. das Oxidationsmittel, ist Kohlendioxid. Seine Kohlenstoffatome werden von der vierten Oxidationsstufe auf die Stufe Null reduziert.
• Galvanische Zellen – als Zellen werden Anordnungen von zwei Elektroden bezeichnet, die in denselben Elektrolyten (oder in verschiedene Elektrolyte) getaucht und über einen äußeren Stromkreis miteinander verbunden sind. Jede Elektrode, die in ihren eigenen Elektrolyten (Halbzelle) eingetaucht ist, weist ein bestimmtes Potenzial auf. Die daraus resultierende Potentialdifferenz, d.h. der Stromfluss (Elektronen), ist auf die stattfindenden Oxidations-Reduktionsreaktionen zurückzuführen. An jeder Elektrode finden halbe Prozesse statt. An der Anode werden durch die Oxidationsreaktion Elektronen abgegeben, die an der anderen Elektrode – der Kathode – in einer Reduktionsreaktion aufgenommen werden. Die gebräuchlichsten Geräte, die galvanische Zellen verwenden, sind Batterien, die z.B. als Energiequelle für Autos dienen. Die gebräuchlichste Blei-Säure-Batterie besteht aus zwei Elektroden. Die eine ist aus reinem Blei, die andere ist mit Blei(IV)-oxid beschichtet. Beide werden in 37%ige Schwefelsäure (VI) getaucht. Dank ihr ist in einer solchen Zelle ein freier Austausch von Elektronen zwischen Kathode und Anode möglich. Während des Betriebs der Batterie finden Oxidations- und Reduktionsreaktionen statt. Die Anode ist in diesem Fall die Bleielektrode. Das Blei beginnt zu oxidieren und geht von der Oxidationsstufe Null in die zweite Oxidationsstufe über. Gleichzeitig werden zwei Elektronen freigesetzt, die über den Elektrolyten zur Kathode wandern. Dort beginnt der Prozess der Bleireduktion von der vierten Oxidationsstufe zu Blei (II), d.h. Blei(IV)-oxid wird in Blei(II)-sulfat umgewandelt. Im Falle einer Batterie ist die Redoxreaktion eine Energiequelle, die zur Versorgung verschiedener Geräte genutzt werden kann.