Oxidationszahlen, Teilgleichungen und Redoxpaare · Chemie Q1 Grundkurs

Redoxreaktion als Elektronenübertragung

Früher nannte man Oxidation jede Reaktion mit Sauerstoff. Das ist zu eng: Magnesium reagiert auch mit Chlor, und der Vorgang ist im Kern derselbe. Heute gilt das Donator-Akzeptor-Konzept.

Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird dabei selbst oxidiert. Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird dabei selbst reduziert.

Beispiel Magnesium und Sauerstoff:

Oxidation: $\mathrm{Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2\,e^-}$

Reduktion: $\mathrm{O_2 + 4\,e^- \rightarrow 2\,O^{2-}}$

Damit sich die Elektronen aufheben, wird die Oxidation mit 2 multipliziert:

$\mathrm{2\,Mg + O_2 \rightarrow 2\,MgO}$

Magnesium ist hier das Reduktionsmittel, Sauerstoff das Oxidationsmittel.

Oxidationszahlen bestimmen

Bei Ionenverbindungen sieht man die Elektronenübertragung an den Ladungen. Bei Molekülen wie $\mathrm{H_2O_2}$ oder $\mathrm{SO_4^{2-}}$ hilft ein Buchhaltungstrick: Man teilt die Bindungselektronen gedanklich dem elektronegativeren Atom zu. Die so entstehende Ladung ist die Oxidationszahl (OZ), geschrieben mit römischen Ziffern, z. B. +II oder −I.

Erkennungsregel: Steigt die OZ eines Atoms, wird es oxidiert (Elektronenabgabe). Sinkt sie, wird es reduziert. Ändert sich bei keinem Atom die OZ, liegt keine Redoxreaktion vor.

Üben★☆☆

Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Atome in a) $\mathrm{Fe_2O_3}$ und $\mathrm{MnO_4^-}$ b) $\mathrm{SO_4^{2-}}$ und $\mathrm{H_2O_2}$

Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Atome in

a) $\mathrm{Fe_2O_3}$ und $\mathrm{MnO_4^-}$
b) $\mathrm{SO_4^{2-}}$ und $\mathrm{H_2O_2}$

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Teilgleichungen und Gesamtgleichung aufstellen

Eine Redoxgleichung baut man aus zwei Teilgleichungen auf: eine für die Oxidation, eine für die Reduktion. Bei komplizierten Teilchen wie $\mathrm{MnO_4^-}$ gehst du so vor:

Eisen(II) und Permanganat in saurer Lösung

$\mathrm{Fe^{2+}}$ wird zu $\mathrm{Fe^{3+}}$ oxidiert, $\mathrm{MnO_4^-}$ zu $\mathrm{Mn^{2+}}$ reduziert.

Oxidationszahlen: Fe: +II → +III (Oxidation, 1 e⁻ pro Ion). Mn: +VII → +II (Reduktion, 5 e⁻ pro Ion).

Oxidation: $\mathrm{Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-}$

Reduktion: Erst Elektronen: $\mathrm{MnO_4^- + 5\,e^- \rightarrow Mn^{2+}}$. Die Ladung links ist −6, rechts +2. In saurer Lösung gleicht man mit $\mathrm{H_3O^+}$ aus: $\mathrm{+ 8\,H_3O^+}$ links ergibt Ladung +2 auf beiden Seiten. Die Sauerstoff-Atome gleicht man mit Wasser aus: rechts $\mathrm{12\,H_2O}$ (4 O aus $\mathrm{MnO_4^-}$ plus 8 O aus $\mathrm{H_3O^+}$).

$\mathrm{MnO_4^- + 8\,H_3O^+ + 5\,e^- \rightarrow Mn^{2+} + 12\,H_2O}$

Elektronen angleichen: Die Oxidation wird mit 5 multipliziert, dann addiert man:

$\mathrm{5\,Fe^{2+} + MnO_4^- + 8\,H_3O^+ \rightarrow 5\,Fe^{3+} + Mn^{2+} + 12\,H_2O}$

Überprüfe die Gleichung: Stimmen Atomzahlen und Gesamtladung links und rechts?

Ladung links: $+10 - 1 + 8 = +17$; rechts: $+15 + 2 = +17$. H: links 24, rechts 24. O: links $4 + 8 = 12$, rechts 12. Die Gleichung ist ausgeglichen.

Üben★☆☆

Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid. a) Formulieren Sie die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion. b) Benennen Sie Oxidationsmittel und…

Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid.

a) Formulieren Sie die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion.
b) Benennen Sie Oxidationsmittel und Reduktionsmittel.

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Üben★★☆

Eisen(II)-Ionen werden in saurer Lösung durch Permanganat-Ionen oxidiert. Dabei entstehen $\mathrm{Fe^{3+}}$ und $\mathrm{Mn^{2+}}$. a) Bestimmen Sie die…

Eisen(II)-Ionen werden in saurer Lösung durch Permanganat-Ionen oxidiert. Dabei entstehen $\mathrm{Fe^{3+}}$ und $\mathrm{Mn^{2+}}$.

a) Bestimmen Sie die Oxidationszahlenänderungen.
b) Stellen Sie die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung auf.

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Üben★★☆

Die Thermitreaktion: Aluminium reagiert mit Eisen(III)-oxid zu Aluminiumoxid und Eisen. a) Formulieren Sie Teilgleichungen und Gesamtgleichung. b) Berechnen Sie die…

Die Thermitreaktion: Aluminium reagiert mit Eisen(III)-oxid zu Aluminiumoxid und Eisen.

a) Formulieren Sie Teilgleichungen und Gesamtgleichung.
b) Berechnen Sie die Masse Aluminium, die für $100\,\text{kg}$ Eisen nötig ist ($M(\mathrm{Al}) = 27{,}0$, $M(\mathrm{Fe}) = 55{,}8\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$).

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Redoxpaare und Redoxreaktionen zwischen Metallen und Ionen

Jede Teilgleichung besteht aus zwei Teilchen, die durch Elektronenübertragung ineinander übergehen: einem reduzierten und einem oxidierten Teilchen. Sie bilden ein Redoxpaar, geschrieben als oxidierte Form / reduzierte Form:

$\mathrm{Zn^{2+}/Zn}$, $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$, $\mathrm{Cl_2/Cl^-}$, $\mathrm{MnO_4^-/Mn^{2+}}$

Das Redoxpaar steht für ein Gleichgewicht $\mathrm{Ox + z\,e^- \rightleftharpoons Red}$. Eine Redoxreaktion ist die Kombination zweier Redoxpaare: Die reduzierte Form des einen Paars (Donator) gibt Elektronen an die oxidierte Form des anderen (Akzeptor).

Beispiel: Ein Zinkblech in Kupfer(II)-sulfat-Lösung überzieht sich mit rotbraunem Kupfer.

$\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$ (Paar $\mathrm{Zn^{2+}/Zn}$)

$\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^- \rightarrow Cu}$ (Paar $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$)

$\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}$

Zink ist Elektronendonator, $\mathrm{Cu^{2+}}$ ist Elektronenakzeptor. Dass die Reaktion in diese Richtung abläuft und nicht umgekehrt, liegt an der unterschiedlichen Neigung zur Elektronenabgabe. Ein Kupferblech in Zinksulfat-Lösung bleibt unverändert: Zink ist das unedlere Metall.

Üben★☆☆

Zink wird in Kupfer(II)-sulfat-Lösung getaucht. a) Geben Sie die Redoxpaare an. b) Formulieren Sie die Gesamtgleichung und kennzeichnen Sie Elektronendonator und…

Zink wird in Kupfer(II)-sulfat-Lösung getaucht.

a) Geben Sie die Redoxpaare an.
b) Formulieren Sie die Gesamtgleichung und kennzeichnen Sie Elektronendonator und -akzeptor.

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Üben★★☆

Chlor wird in Kaliumbromid-Lösung eingeleitet, die Lösung färbt sich braun. a) Erklären Sie die Beobachtung mit Redoxpaaren. b) Formulieren Sie die Teilgleichungen und…

Chlor wird in Kaliumbromid-Lösung eingeleitet, die Lösung färbt sich braun.

a) Erklären Sie die Beobachtung mit Redoxpaaren.
b) Formulieren Sie die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung.
c) Sagen Sie voraus, ob Brom aus Kaliumchlorid-Lösung Chlor freisetzt, und begründen Sie.

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Besondere Fälle: Doppelrolle, Disproportionierung und Abgrenzung

Hat ein Atom eine mittlere Oxidationszahl, kann es oxidiert oder reduziert werden. Sauerstoff in $\mathrm{H_2O_2}$ hat −I, zwischen 0 ($\mathrm{O_2}$) und −II ($\mathrm{H_2O}$):

Als Oxidationsmittel (−I → −II): $\mathrm{H_2O_2 + 2\,H_3O^+ + 2\,e^- \rightarrow 4\,H_2O}$, z. B. mit Iodid: $\mathrm{H_2O_2 + 2\,I^- + 2\,H_3O^+ \rightarrow I_2 + 4\,H_2O}$.
Als Reduktionsmittel (−I → 0): $\mathrm{H_2O_2 + 2\,H_2O \rightarrow O_2 + 2\,H_3O^+ + 2\,e^-}$, z. B. mit Permanganat: $\mathrm{2\,MnO_4^- + 5\,H_2O_2 + 6\,H_3O^+ \rightarrow 2\,Mn^{2+} + 5\,O_2 + 14\,H_2O}$.

Nicht jede Reaktion ist eine Redoxreaktion. Bei $\mathrm{CaCO_3 + 2\,HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2}$ bleiben alle OZ gleich (Ca +II, C +IV, O −II, H +I, Cl −I): Es ist eine Säure-Base-Reaktion. Bei $\mathrm{Zn + 2\,HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2}$ ändern sich Zn (0 → +II) und H (+I → 0): Redoxreaktion.

Titration von Eisen(II) mit Permanganat

18,4 mL Kaliumpermanganat-Lösung ($c = 0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$) werden verbraucht. Wie viel Fe²⁺ enthält die Probe?

Gleichung (siehe oben): $\mathrm{5\,Fe^{2+} + MnO_4^- + 8\,H_3O^+ \rightarrow 5\,Fe^{3+} + Mn^{2+} + 12\,H_2O}$. Verhältnis $n(\mathrm{Fe^{2+}}) : n(\mathrm{MnO_4^-}) = 5 : 1$.

$n(\mathrm{MnO_4^-}) = 0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}} \cdot 0{,}0184\,\mathrm{L} = 3{,}68 \cdot 10^{-4}\,\mathrm{mol}$

$n(\mathrm{Fe^{2+}}) = 5 \cdot 3{,}68 \cdot 10^{-4}\,\mathrm{mol} = 1{,}84 \cdot 10^{-3}\,\mathrm{mol}$

$m(\mathrm{Fe^{2+}}) = 1{,}84 \cdot 10^{-3}\,\mathrm{mol} \cdot 55{,}8\,\mathrm{g\cdot mol^{-1}} \approx 0{,}103\,\mathrm{g}$

Kein Indikator nötig: $\mathrm{MnO_4^-}$ ist violett, $\mathrm{Mn^{2+}}$ fast farblos. Der erste Tropfen Überschuss färbt die Lösung bleibend rosa.

Üben★★★

Wasserstoffperoxid kann sowohl als Oxidations- als auch als Reduktionsmittel wirken. a) Begründen Sie diese Doppelrolle anhand der Oxidationszahl des Sauerstoffs. b)…

Wasserstoffperoxid kann sowohl als Oxidations- als auch als Reduktionsmittel wirken.

a) Begründen Sie diese Doppelrolle anhand der Oxidationszahl des Sauerstoffs.
b) Formulieren Sie die Reaktion mit Iodid-Ionen (saure Lösung) und die Reaktion mit Permanganat-Ionen (saure Lösung).
c) Erklären Sie die Disproportionierung von $\mathrm{H_2O_2}$ und schreiben Sie die Gleichung.

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Üben★★★

Eine Probe Eisen(II)-sulfat ($\mathrm{FeSO_4}$) wird in schwefelsaurer Lösung mit Kaliumpermanganat-Lösung ($c = 0{,}0200\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) titriert. Bis…

Eine Probe Eisen(II)-sulfat ($\mathrm{FeSO_4}$) wird in schwefelsaurer Lösung mit Kaliumpermanganat-Lösung ($c = 0{,}0200\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$) titriert. Bis zum Farbumschlag werden $18{,}4\,\text{mL}$ verbraucht.

a) Stellen Sie die Redoxgleichung auf.
b) Berechnen Sie die Stoffmenge und die Masse an $\mathrm{Fe^{2+}}$ in der Probe ($M(\mathrm{Fe}) = 55{,}8\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$).
c) Begründen Sie, warum kein zusätzlicher Indikator nötig ist.

Lösen

Üben★★★

Begründen Sie jeweils, ob eine Redoxreaktion vorliegt, und kennzeichnen Sie sie gegebenenfalls: a) $\mathrm{CaCO_3 + 2\,HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2}$ b)…

Begründen Sie jeweils, ob eine Redoxreaktion vorliegt, und kennzeichnen Sie sie gegebenenfalls:

a) $\mathrm{CaCO_3 + 2\,HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2}$
b) $\mathrm{Zn + 2\,HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2}$
c) $\mathrm{3\,Cl_2 + 6\,OH^- \rightarrow 5\,Cl^- + ClO_3^- + 3\,H_2O}$

Geben Sie in c) die Art der Reaktion an.

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Zurück zum Anfang: Das Magnesium im Warmwasserspeicher gibt Elektronen ab ($\mathrm{Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2\,e^-}$) und schützt so den Stahl. Es ist das unedlere Metall und damit Reduktionsmittel.

Auf einen Blick

Redoxreaktion = Elektronenübertragung: Oxidation (Abgabe, Donator, Reduktionsmittel) und Reduktion (Aufnahme, Akzeptor, Oxidationsmittel) laufen gleichzeitig ab.
Oxidationszahlen (römische Ziffern) erkennst du an Regeln; steigt die OZ, wird oxidiert, sinkt sie, wird reduziert.
Gleichungen entstehen aus Teilgleichungen: Elektronen ergänzen, mit $\mathrm{H_3O^+}$ und $\mathrm{H_2O}$ ausgleichen, Elektronenzahl angleichen, addieren, Probe.
Ein Redoxpaar (Ox/Red) gehört zu einer Teilgleichung; eine Redoxreaktion verknüpft zwei Paare.
Bei mittleren OZ ist Doppelrolle möglich; Disproportionierung = gleiche Teilchenart wird oxidiert und reduziert.

Los geht's! 9 Aufgaben in diesem Abschnitt

★☆☆ Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Atome in a) $\mathrm{Fe_2O_3}$ und…★☆☆ Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid. a) Formulieren Sie die…★☆☆ Zink wird in Kupfer(II)-sulfat-Lösung getaucht. a) Geben Sie die Redoxpaare an. b)…