9   Redoxreaktionen und Elektrochemie

9.2 Elektronenübertragung

Am Beispiel der Reaktion von Aluminium mit Brom.

Globale Gleichung:  2 Al(s) + 3 Br2(l) → 2 AlBr3(s)
Ionengleichung: 2 Al(s) + 3 Br2(l) → 2 Al3+(Br-)3(s)

Aluminium wird zum Aluminiumkation und verliert 3 Elektronen. Das Brom wird zu Bromid und nimmt Elektronen auf. Die chemische Gleichung kann formal in zwei Teilgleichungen aufgeteilt werden.

Aluminium gibt Elektronen ab (Oxidation):  Al → Al3+ + 3 e-
Brom nimmt Elektronen auf (Reduktion):Br2 + 2 e- → 2 Br-

Aluminium ist das Reduktionsmittel (Red), es reduziert Brom und wird dabei selbst oxidiert. Brom ist das Oxidationsmittel (Ox), es oxidiert Aluminium und wird dabei selbst reduziert.

Elektronen werden von Aluminium auf Brom übertragen (Redoxreaktion). Es entsteht eine ionische Verbindung mit Aluminium-Kationen und Bromid-Anionen, Aluminiumbromid.

Die Oxidationszahl oder Oxidationsstufe entspricht hier der Ladung der Atome. Bei der Oxidation wird die Oxidationszahl erhöht. Bei der Reduktion wird die Oxidationszahl verringert.

Aus dem Reduktionsmittel Al (OxZ = 0) wird das korrespondierende Oxidationsmittel Al3+ (OxZ = III) gebildet: Al/Al3+ ist ein Redox-Paar. Aus dem Oxidationsmittel Br2 (OxZ = 0) wird das korrespondierende Reduktionsmittel Br- (OxZ = -I) gebildet. Br-/Br2 ist ein Redox-Paar.

Die Oxidations- und Reduktionsteilgleichung ergeben in der Summe die Reaktionsgleichung und werden so gewichtet, dass genauso viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden.
 0 +III ΔOxZ > 0 Red/Ox-Paar
Al(s) Al3+(aq) + 3 e- | · 2 Oxidation Al/Al3+
Red1 Ox1
 0    -I ΔOxZ < 0
Br2(l) + 2 e- 2 Br-(aq) | · 3 Reduktion Br-/Br2
Ox2 Red2
2 Al(s) + 3 Br2(l) → 2 Al3+(aq) + 6 Br-(aq) Redoxreaktion 

Analog zu den Säure-Base-Reaktionen werden die Redoxreaktionen als Übertragung von Elementarteilchen definiert. Im Gegensatz zu Säure-Base-Reaktionen, bei denen Protonen übertragen werden, werden bei Redoxreaktionen Elektronen übertragen.

Aluminiumbromid zersetzt sich nicht spontan in Brom und Aluminium. Beim Betrachten der Redox-Paare Al/Al3+ und Br-/Br2 wird festgestellt, dass die Reaktion zwischen Aluminium als Reduktionsmittel und Brom als Oxidationsmittel stattfindet und die Reaktion zwischen dem Aluminium-Kation und Bromid nicht.

Genau wie bei Säuren und Basen kann die Stärke verschiedener Oxidationsmittel beziehungsweise Reduktionsmittel unterschieden und quantifiziert werden. Br2 ist ein stärkeres Oxidationsmittel als Al3+ und Al ist ein stärkeres Reduktionsmittel als Br-.

Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf (Elektronenakzeptoren). Sie oxidieren Reduktionsmittel und werden selbst reduziert.

Reduktionsmittel geben Elektronen ab (Elektronendonatoren). Sie reduzieren Oxidationsmittel und werden selbst oxidiert.

Oxidation bedeutet Elektronenabgabe und bezeichnet auch die Oxidationsteilgleichung:
Red1 → Ox1 + n e-. Die Oxidationszahl des betroffenen Elements steigt um n.

Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme und bezeichnet auch die Reduktionsteilgleichung:
Ox2 + m e- → Red2.
Die Oxidationszahl des betroffenen Elements sinkt um m.

Eine Redoxreaktion ist eine Reaktion mit Übertragung von Elektronen von einem Reduktionsmittel auf ein Oxidationsmittel.

Red1 Ox1 + n e- | · m Oxidation ΔOxZ = n
Ox2 + m e- Red2 | · n Reduktion ΔOxZ = -m
m Red1 + n Ox2 → m Ox1 n Red2 Redoxreaktion 

Bei einer spontanen Redoxreaktion gibt das stärkste Reduktionsmittel (Red1) Elektronen ab. Das stärkste Oxidationsmittel (Ox2) nimmt Elektronen auf. Das Reduktionsmittel Red1 wird zu Ox1 oxidiert und das Oxidationsmittel Ox2 wird zu Red2 reduziert. Red1 / Ox1 und Red2 / Ox2 sind jeweils korrespondierende Redoxpaare.


9.3 Oxidationszahlen

9.3.2 Definition
Die Oxidationszahl eines Atoms in einem Reinstoff entspricht der Ladung dieses Atoms wenn der Stoff in monoatomare Teilchen zerlegt würde, so dass die Elektronen aller Bindungen jeweils dem elektronegativeren Atom zugeordnet werden. Bei gleichen Elementen werden die Bindungselektronen zwischen beiden gebundenen Atomen gleich verteilt. Die Definition gilt gleichermaßen für Verbindungen und Grundstoffe sowie auch für neutrale oder geladene Teilchen.
Beispiele
Mn
K2O2
CO2
Cl2
H2O
MnO2
OH-
CO32-
CaCl2
Br-
H2O2
F2O
Na+
Ethanol

Aufgaben
Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Atome in folgenden Verbindungen. 
CH3COOHCH3OCH3CH3COCH3








CH2OCH3CHOCH3COONa








CH3NH2CH3NH3Cl








9.3.3 Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen

Die folgenden Regeln vereinfachen die Bestimmung der Oxidationszahlen für anorganische Teilchen da die Lewis-Formel nicht unbedingt bekannt sein muss.

0. Die Atome in Grundstoffen haben die Oxidationszahl 0.
z.B. Na, H2, O3, C, F2, P4.

1. Wasserstoff hat in Verbindungen die Oxidationszahl +I ausser Metallhydriden (-I).
z.B. in H2O (+I) in NaH (-I).

2. Sauerstoff hat in Verbindungen die Oxidationszahl -II ausser in Peroxiden (-I).
z.B. H2O2 (-1), CH2O (-II), Na2O (-II), Na2O2 (-I)

3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Teilchens ergibt dessen Ladung.
z.B. Na+ (+I), ClO- (OxZ(O)=-II, OxZ(Cl)=+I weil OxZ(O)+OxZ(Cl)=-1).

 I   -II
H3 P O4
3 · 1 + x + 4 · (-2) = 0
3 + x - 8 = 0
x = 5
OxZ(P) = V
    
Beispiele

• H3PO4

Ein Teilchen. Aus den Regeln 1 und 2 ergeben sich für Sauerstoff die Oxidationszahl -II und für Wasserstoff +I. Aus der Regel 3 kann die Oxidationszahl des Phosphors, x, berechnet werden. Die Summe der Oxidationszahlen der Wasserstoff-, Phosphor- und Sauerstoffatome ergibt null.



-II
O42-
x + 4 · (-2) = -2
x - 8 = -2
x = 6
OxZ(S) = VI
    

• Na2SO4

Zwei verschiedene Teilchen: Na+ und SO42-
Regel 3 ergibt für Na+: OxZ(Na) = +I.
Die Regel 2 ergibt für SO42- die Oxidationszahl -II für Sauerstoff. Aus der Regel 3 kann die Oxidationszahl des Schwefels, x, berechnet werden. Die Summe der Oxidationszahlen der Schwefel- und Sauerstoffatome ergibt null.

Aufgabe     
Geben Sie jeweils die Oxidationszahlen aller Atome in folgenden Verbindungen an:
AgNO3Cu2OAlF3CaH2C2H4CO32-





HPO42-CH2OHClONH3FeCl3





K2Cr2O7KMnO4NH4NO3Na2S2O3Na2S4O6









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