Formulieren von Redoxreaktionen

Oxidation und Reduktion Redoxreaktionen
Einleitung Oxidationszahl (OZ) MC-Übung Regeln zur OZ Aufstellen von Redoxgleichungen Fragen
- "Anfängerchemie" -
In der Anfängerchemie lernt man, dass eine Vereinigung mit Sauerstoff (oder ein Entzug von Wasserstoff) eine Oxidation ist. Explosionen sind klassische Redoxreaktionen. Man nennt es auch eine Verbrennung. Magnesium verbrennt unter Lichtenergieabgabe zu Magnesiumoxid.
2 Mg + O₂ ------> 2 MgO - DH
oder die Knallgasreaktion ... 2H₂ + O₂ ---> 2H₂O - DH

Reduktion nennt man den Entzug von Sauerstoff (oder die Vereinigung mit Wasserstoff).
CuO + H₂ ----> Cu + H₂O
Kupferoxid wurde zum elementaren Kupfer "zurückgeführt", (reducere = zurückführen).
Es gibt aber auch Verbrennungsreaktionen, bei denen kein Sauerstoff beteiligt ist. So reagiert Eisenwolle heftig mit Chlor. Es verbrennt in einer Chlorathmosphäre.
2Fe + 3Cl₂ ----> 2FeCl₃-DH

- Elektronenübergänge -
Viele Reaktionen "umfassend" und "modern" wird die Oxidation als ein Entzug von Elektronen definiert. Die Reduktion ist eine Aufnahme von Elektronen. Redoxreaktionen sind Elektronenübergänge!
Oxidation=Elektronenabgabe Reduktion=Elektronenaufnahme Redoxreaktionen = Elektronenübergänge
Aber wo und wie soll man dies erkennen? Betrachtet man z.B. die Magnesiumoxidbildung - eine Salzbildung! Was hat dies mit Elektronenübergängen zu tun? (SALZE --->Metallatom reagiert mit Nichtmetallatom!)
M ---> M^m++ me^- Metallatome geben Valenzelektronen ab, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. Sie bilden Kationen. (M=Metall / m = Wertigkeit des Metalls - in der Regel gleich der Valenzelektronenzahl = Hauptgruppennummer!)
N + ne^- ---> N^n- Nichtmetallatome nehmen Elektronen auf, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. Sie bilden Anionen. (N=Nichtmetall / n=Wertigkeit des Nichtmetalls - in der Regel acht minus Zahl der Valenzelektronen!)
siehe Salze (zurück mit <zurück>) oder die einfache Animation (82KB.avi) zur Natriumoxidbildung
Die Magnesiumoxidbildung kann man nun so formulieren:
[absolut wichtiges Grundwissen (GW)]
I) Elektronenabgabe: Mg ----> Mg²⁺ + 2 e^- \| *2 Oxidation
II) Elektronenaufnahme: O₂ + 4 e^- ----> 2O^2- Reduktion
Gesamtgleichung I) u. II) Beachte!
Ionenschreibweise: 2Mg + O₂ ----> 2Mg²⁺ + 2O^2-
Stoffgleichung: 2Mg + O₂ ----> 2MgO - D H Redoxreaktion
Hier sind die Elektronenübergänge noch offensichtlich! Magnesium - das Reduktionsmittel (Elektronendonator) - wurde oxidiert, und Sauerstoff - das Oxidationsmittel (Elektronenakzeptor) - wurde reduziert. Das Reduktionsmittel Mg und das nach der Oxidation entstandene Mg²⁺ Kation, das für die Rückreaktion (die Umkehrung) wieder ein Elektronenakzeptor (Oxidationsmittel) sein kann, bilden ein korrespondierendes Redoxpaar:
Mg ----> Mg²⁺ + 2 e^-
[ Red. ----> Ox. + e^- ]
O^2- ----> <O> + 2e^-
Elektronenübergänge finden immer zwischen zwei korrespondierenden Redoxpaaren statt. Der Sauerstoff übernimmt hier die Elektronen des Magnesiums.

"Konzept" der Oxidationszahlen
Aber wo werden bei der Knallgasreaktionen ( 2H₂ + O₂ ---> 2H₂O -DH ) Elektronen ausgetauscht?
Konzentrierte Schwefelsäure oxidiert in der Hitze Kohlenstoff zu Kohlenstoffdioxid und wird dabei zu Schwefeldioxid reduziert.
2H₂SO₄ + C ----> 2H₂O + 2SO₂ + CO₂
Konzentrierte Salpetersäure oxidiert Kupfer unter Bildung von rotbraunem Stickstoffdioxidgas.
Cu + 4HNO₃ ----> Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
Wo sind hier Elektronenübergänge?
Hier setzt man das "Konzept der Oxidationszahlen" unter Beachtung der Elektronegativitäten der Elemente ein, um den Redoxvorgang zu erkennen und eine Redoxgleichung entwickeln zu können.
An der einfachen Verbrennung von Wasserstoff lässt sich die Methode der Oxidationszahl (OZ), der Ladungszahl von fiktiven Ionen gut vorstellen:
Die Elektronegativität (EN), d.h. die Fähigkeit eines Elements, bindende Elektronenpaare an sich zu ziehen, ist eine Konkurrenz um bindende Elektronen. Das elektronegativere Element "gewinnt"! Das Endergebnis dieses Wettstreits lässt sich als Redoxreaktion darstellen, wenn man bereits die Tendenz (Richtung) eines "Elektronenverlustes" beachtet. Betrachten wir *unter diesen Annahmen* die Wassersynthese. *Dem elektronegativeren Element werden hierbei formal* die bindenden Elektronen vollständig zugeordnet.**
2 H : H + O :: O -----> 2 H :O: H
Im H₂- und O₂ - Molekül sind die bindenden Elektronen natürlich gleichmäßig verteilt, denn gleiche Atome mit der gleichen Elektronegativität sind verbunden. Es liegt formal kein "Pseudo-Ion" vor (Niemand hat die Konkurrenz um Elektronen gewonnen!). Die Atome bleiben neutral und erhalten hier formal die Oxidationszahl (OZ) 0.		Im Produkt Wasser dagegen "gewinnt" Sauerstoff (EN 3,5) die bindenden Elektronen, und Wasserstoff (EN 2,1) verliert sein bindendes Elektron. Zur Festlegung der Oxidationszahl betrachten wir nun das Molekül H-O-H als H⁺ O^2- H⁺. Die Atome im Wassermolekül bilden Pseudo-, fiktive Ionen. Das Wasserstoffatom erhält nun im Wassermolekül die OZ +1, das Sauerstoffatom die OZ -2 ! Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome im neutralen Molekül ist natürlich null. [(2 * +1) + -2 = 0]
Oxidationszahlen 0 0 +1 -2 2 H₂ + O₂ ----> 2 H₂O
Oxidation = Erhöhung der Oxidationszahl \| Reduktion = Erniedrigung der Oxidationszahl
Wasserstoff (das Reduktionsmittel) der Elektronendonator wurde somit oxidiert, und Sauerstoff (das Oxidationsmittel) der Elektronenakzeptor - wurde reduziert.

- Regeln zum Festlegen der Oxidationszahlen -
Nach dieser "Elektronegativitätsmethode" wurden Regeln zum Festlegen der Oxidationszahlen aufgestellt:
1. Elemente erhalten stets die OZ 0 (null). 0 0 0 0 H₂ / Na / S / O₂ etc.
2. In neutralen Molekülen ist die Summe der Oxidationszahlen gleich null. +1 -2 -3 +1 +1 -1 +4 -2 +1 -1 +2 -1 (Beachte: +2 und (2*-1)!) H₂S / NH₃ / HCl / CO₂ / H₂O₂ / OF₂ (hier ist F elektronegativer!)
3. Bei Ionen ist die Oxidationszahl gleich der Ladungszahl, der Ionenwertigkeit. (z.B. Alkalimetallkationen stets +1 und Halogenidanionen -1 ) +2 +3 -1 Ca²⁺ / Fe³⁺ / Cl^- etc.
4. Bei Molekülionen entspricht die Summe der Oxidationszahlen gleich der Ionenladung. +6 -2 +6 -2 -3 +1 +5 -2 +6 -2 +4 -2 Cr₂O₇]^2- / CrO₄]^2- / NH₄]⁺ / NO₃]^- / SO₄]^2- / CO₃]^2- etc.
eine Animation (224KB.AVI) soll die Regel 4 am Beispiel des Dichromations verdeutlichen!
5. Sauerstoff hat meistens die OZ -2 - aber in H₂O₂-1 und OF₂ +2 - Wasserstoff die OZ +1; aber in LiH -1.
diese Regeln sind absolut wichtiges Grundwissen.
Betrachten wir nun mit dem Konzept der OZ die Stoffgleichungen zur oxidierenden Wirkung der Schwefelsäure: +1+6-2 0 +1 -2 +4-2 +4-2 2 H₂SO₄ + C ----> 2 H₂O + 2 SO₂ + CO₂ Beim Schwefel wird die OZ verkleinert, er wird reduziert und ist das Oxidationsmittel, der (fiktive) Elektronenakzeptor. Kohlenstoff erreicht eine größere OZ, er wird oxidiert, ist das Reduktionsmittel und ist der (fiktive) Elektronendonator. Diese Reaktion ist nach der "neuen" Definition eindeutig eine Redoxreaktion!
...und nun zur Salpetersäure: 0 +1+5-2 +2 +5-2 +4-2 +1 -2 Cu + 4 HNO₃ ----> Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O Der Stickstoff wird hier reduziert. Kupfer wird hier oxidiert.
Wie stellt man aber solch komplizierte Redoxgleichungen auf?

- Formulieren von Redoxreaktionen - *Aufbau der Teilgleichungen Oxidation und Reduktion in sechs (!) Schritten.*
Sehr wichtig. Es ist wie bei den Protolysen sinnvoll nur Teilchen zu formulieren, die tatsächlich an der Redoxreaktion beteiligt sind. Säuren und Salze werden vorab "zerlegt":
HNO₃ in H⁺ und NO₃]^-	K₂Cr₂O₇ in 2 K⁺ und Cr₂O₇]^2-		NaCl in Na⁺ und Cl^-
Nur Ionen, in denen sich die OZ ändert, werden für das Erstellen der Teilgleichungen beachtet!
Entwickeln wir nun die Oxidation von Kupfer durch konzentrierte Salpetersäure. Wir beginnen mit dem Teilschritt der Oxidation:
1. Anschreiben des (der) an der Redoxreaktion beteiligten Ausgangs- und Endstoffes (Endstoffe). Cu ----> Cu²⁺
2. Ermittlung der Oxidationszahlen. 0 +2 Cu ----> Cu²⁺
3. Änderung der Oxidationszahlen durch die entsprechende Anzahl Elektronen auf der richtigen Seite ausgleichen. 0 +2 (1) Cu ----> Cu²⁺ + 2e^-
4. die Schritte 4 bis 6 sind hier nicht mehr nötig, denn diese Oxidationsgleichung stimmt bereits! Ladungsvergleich der "echten" Ladungen
5. Ladungsausgleich durch Oxoniumionen im sauren Medium, durch Hydroxidionen im basischen Medium, durch Sauerstoffionen in Schmelzen.
6. Berichtigung der Gleichung durch Wassermoleküle in wässrigen Lösungen, durch Sauerstoffionen in Schmelzen. (Vergleiche die Anzahl der O-Atome rechts und links vom Reaktionspfeil!)
(1) Cu ----> Cu²⁺ + 2e^-
Die gleichen Schritte (1 bis 6) werden nun mit der Reduktion durchgeführt:
1. Anschreiben des (der) an der Redoxreaktion beteiligten Ausgangs- und Endstoffes (Endstoffe). NO₃^- ----> NO₂
2. Ermittlung der Oxidationszahlen. +5 -2 +4 -2 NO₃^- ----> NO₂
3. Änderung der Oxidationszahlen durch die entsprechende Anzahl Elektronen auf der richtigen Seite ausgleichen. +5 -2 +4 -2 NO₃^- + e^- ----> NO₂
4. Ladungsvergleich der "echten" Ladungen. +5 -2 +4 -2 NO₃^- + e^- ----> NO₂ zweimal (-) auf der linken Seite ungleich neutral rechts...--->
5. Ladungsausgleich durch Oxoniumionen H₃O⁺ im sauren Medium, durch Hydroxidionen im basischen Medium, durch Sauerstoffionen in Schmelzen. +5 -2 +4 -2 NO₃^- + e^- + 2 H₃O⁺ ----> NO₂
6. Berichtigung der Gleichung durch Wassermoleküle in wässrigen Lösungen, durch Sauerstoffionen in Schmelzen. (Vergleiche die Anzahl der O-Atome rechts und links vom Reaktionspfeil!) NO₃^- + e^- + 2 H₃O⁺ ----> 3 H₂O + NO₂
(2) NO₃^- + e^- + 2 H₃O⁺ ----> NO₂ + 3 H₂O
Zum Einprägen der Schritte 1 bis 6---> Animation1 (163KB.avi) Animation2 (282KB.avi)
Erstellen der Gesamtgleichung, Redoxreaktion aus (1) und (2):
(Ox.) Cu ----> Cu²⁺ + 2e^- (Red.) NO₃^- + e^- + 2 H₃O⁺ ----> NO₂ + 3 H₂O \| * 2 __________________________Beachte_____________________ (Redox.) Cu + 2 NO₃^-+ 4 H₃O⁺ ----> Cu²⁺ + 2 NO₂+ 6 H₂O
Wenn die "echten" Ionenladungen auf der Eduktseite der Produktseite entsprechen (Ladungsvergleich!), dann stimmt die Redoxreaktion, und man kann daraus die Stoffgleichung "ableiten".