Allgemeine und Anorganische Chemie/ Redox-Reaktionen

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Historischer Begriff[Bearbeiten]

Vor rund 200 Jahren sah man in einer Oxidation die Reaktion eines Metalls oder Nichtmetalls mit Sauerstoff, die Reduktion war die Umsetzung eines Metalloxids mit Wasserstoff zum Metall.

Heute[Bearbeiten]

Erweiterung der Begriffe[Bearbeiten]

Im Verlauf der weiteren Entwicklung der Chemie erkannte man, das auch verschiedene andere Vorgänge Ähnlichkeiten mit Reduktion und Oxidation haben, so z. B. alle Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen.

Wertigkeit und Oxidationszahl[Bearbeiten]

Der Wertigkeitsbegriff hat sich im Verlauf der Geschichte der Chemie immer wieder verändert. Heute wird er in veränderter Form in Gestalt der Oxidationszahl verwendet. Zur Bestimmung der Oxidationszahlen gelten folgende Regeln:


  • Ein chemisches Element hat im elementaren Zustand immer die Oxidationszahl 0
  • Fluor hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl -1
  • In einatomigen Ionen ist die Oxidationszahl gleich der Ionenladung
  • Bei zusammengesetzten Ionen ist die Summe der Oxidationszahlen gleich der Ionenladung
  • Metalle haben immer positive Oxidationszahlen
  • Die höchste Oxidationszahl eines Elementes ist gleich der Gruppennummer im PSE
  • Die niedrigste Oxidationszahl eines Nichtmetalls ist gleich der Gruppennummer minus Acht (8)
  • Wasserstoff hat in allen Verbindungen außer den Metallhydriden die Oxidationszahl +1
  • Sauerstoff hat in den meisten Verbindungen die Oxidationszahl -2 (Ausnahmen: Peroxide und Verbindungen mit Fluor)

Bei den meisten chemischen Elementen sind die stabilsten Oxidationszahlen diejenigen, die gleich der Gruppennummer sind. Die größte Vielfalt an Oxidationszahlen haben Stickstoff, Schwefel, Phosphor und die Halogene. Zur Ermittlung von unbekannten Oxidationszahlen reicht daher meistens einfache Algebra mit einer Unbekannten.

Heutige Definition einer Redox-Reaktion[Bearbeiten]

Redoxreaktionen sind Elektronenübergangsreaktionen, d.h. dass Elektronen von einem zum anderen Atom übertragen werden, und sich dabei die Oxidationszahl der betroffenen Atome ändert.

Gibt ein Atom Elektronen ab, so erhöht sich die Oxidationszahl. Das Atom wird oxidiert.

Nimmt ein Atom Elektronen auf, so erniedrigt sich die Oxidadtionszahl. Das Atom wird reduziert.

Oxidations- und Reduktionsvorgänge sind immer miteinander verknüpft. Daher spricht man von RedOxreaktionen.

Redox-Schema[Bearbeiten]

Es ist für die meisten Redox-Reaktionen unabdingbar, da die Reaktionen meist so komplex sind, dass man es nur mit viel Glück, Geduld und Spucke durch eine selbst ausgeglichene Reaktiongleichung ersetzen kann!


Man geht dabei in folgenden Schritten vor:

  • Grundgleichung mit den Stoffen aufschreiben, deren Oxidationszahl sich ändert
  • Kleinstes gemeinsames Vielfaches ausrechnen (Summe der Elektronenabgabe muss gleich der Summe der Elektronenaufnahme sein!)
  • Wasserstoff- und Sauerstoffatome ausgleichen
  • Übrige Reaktionspartner ergänzen

Der letzte Schritt muss nicht sein.

Disproportionierung[Bearbeiten]

Diese ist ein Sonderfall, bei dem das selbe Element gleichzeitig reduziert und oxidiert wird!

Bsp: Chlor in Natronlauge. Es disproportioniert in Chlorid und Hypochlorid.

Synproportionierung[Bearbeiten]

Oft auch Komproportionierung genannt. Es ist die Umkehrung der Disproportionierung.

Beispiele[Bearbeiten]

Permanganat im sauren Milieu[Bearbeiten]

Eines der wichtigsten Beispiele ist die Reduktion von Permanganat im sauren Milieu. Ein Permanganat-Ion (MnO4-) wird mit acht Oxoniumionen (H+) und unter Aufnahme von 5 Elektronen zu Mn2+ reduziert. Übrig bleiben noch 4 Wassermoleküle (H2O).

Permanganat mit Sulfit[Bearbeiten]

Schema der Redoxreaktion von Sulfit mit Permanganat