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Q1 Leistungskurs · Chemie
Ionenbindung, Nachweisreaktionen und Bewertungsaufgaben in der Chemie (Q1) · Redox-Grundlagen

Oxidationszahlen, Teilgleichungen und Redoxpaare

Bei der Deutschen Bahn werden Schienen im Gleis mit dem Thermitverfahren verschweißt: Ein Gemisch aus Aluminiumpulver und Eisen(III)-oxid wird gezündet, und nach kurzer Zeit fließt etwa 2000 °C heißes, flüssiges Eisen in die Schienenlücke. Was passiert dabei auf der Teilchenebene, und wie viel Aluminium braucht man für eine bestimmte Menge Eisen? Um das zu klären, brauchen wir ein Werkzeug, mit dem sich Elektronenübertragungen verfolgen lassen: die Oxidationszahl.

Redoxreaktionen als Elektronenübertragung

Früher nannte man jede Reaktion mit Sauerstoff eine Oxidation. Dieser Begriff ist zu eng, denn Metalle reagieren auch mit Chlor oder mit Metall-Ionen in Lösung nach demselben Muster. Der gemeinsame Kern ist die Übertragung von Elektronen.

Teilchen, die Elektronen abgeben, heißen Elektronendonatoren. Sie wirken als Reduktionsmittel, weil sie einen Reaktionspartner reduzieren, und werden dabei selbst oxidiert. Teilchen, die Elektronen aufnehmen, heißen Elektronenakzeptoren. Sie wirken als Oxidationsmittel und werden dabei selbst reduziert. Das ist das Donator-Akzeptor-Prinzip, das du von den Protolysereaktionen kennst. Dort wird ein Proton übertragen, hier ein Elektron.

Zinkatom gibt zwei Elektronen an ein Kupfer(II)-Ion ab: Zink wird oxidiert, Kupfer wird reduziert. Zn Cu²⁺ 2 e⁻ Donator: wird oxidiert Akzeptor: wird reduziert (Reduktionsmittel) (Oxidationsmittel)
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.

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

Bei Ionenverbindungen sieht man die Elektronenübertragung an den Ladungen. Bei Molekülen wie $\mathrm{H_2O}$ oder $\mathrm{SO_4^{2-}}$ ist das schwieriger, denn dort werden Elektronenpaare gemeinsam genutzt. Als Hilfsmittel denkt man sich alle Bindungselektronen dem elektronegativeren Atom zugeordnet. Die dann entstehende Ladung eines Atoms ist seine Oxidationszahl. Man schreibt sie mit römischen Ziffern über das Elementsymbol, zum Beispiel $\overset{+\mathrm{II}}{\mathrm{Mg}}$ und $\overset{-\mathrm{II}}{\mathrm{O}}$.

Die Oxidationszahl macht Redoxreaktionen erkennbar: Ändern sich bei einer Reaktion Oxidationszahlen, liegt eine Redoxreaktion vor. Steigt die Oxidationszahl, wird oxidiert (Elektronenabgabe). Sinkt sie, wird reduziert (Elektronenaufnahme). Bei einer Säure-Base-Reaktion wie $\mathrm{CaCO_3 + 2\,HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2}$ bleiben alle Oxidationszahlen gleich. Das ist eine Protolyse, keine Redoxreaktion.

Oxidationszahlen von Chlor in verschiedenen Verbindungen auf einer Zahlengeraden von minus I bis plus VII. HCl Cl₂ HClO HClO₃ HClO₄ −I 0 +I +V +VII steigende Oxidationszahl = Oxidation →
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

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

Komplizierte Redoxgleichungen lassen sich nicht durch Probieren der Koeffizienten ausgleichen. Man zerlegt die Reaktion in zwei Teilgleichungen (Oxidation und Reduktion) und gleicht jede für sich aus. Das Vorgehen für saure Lösung:

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 $\mathrm{Mn^{2+}}$.

  1. a) Bestimmen Sie die Oxidationszahlenänderungen.
  2. b) Stellen Sie die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung auf.
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Redoxpaare und Donator-Akzeptor-Prinzip

Jede Teilgleichung verbindet zwei Teilchen, die sich nur durch Elektronen unterscheiden: eine reduzierte Form (Donator) und eine oxidierte Form (Akzeptor). Zusammen bilden sie ein Redoxpaar:

$$\mathrm{Red \rightleftharpoons Ox + n\,e^-}$$

Man schreibt das Paar als „Ox/Red“, zum Beispiel $\mathrm{Zn^{2+}/Zn}$, $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$ oder $\mathrm{Cl_2/Cl^-}$. Eine Redoxreaktion ist die Reaktion zweier Redoxpaare: Der Donator des einen Paares gibt Elektronen an den Akzeptor des anderen ab. Wie bei Säure-Base-Paaren sind dies Gleichgewichtsreaktionen, die je nach Reaktionspartnern in die eine oder andere Richtung laufen.

Ob eine Redoxreaktion abläuft, entscheidet die Stärke der Teilchen als Donator und Akzeptor. Sie lässt sich mit der elektrochemischen Spannungsreihe vergleichen, die in den Aufgaben als Tabelle gegeben wird. Je größer das Standardelektrodenpotential $E^\circ$ eines Paares, desto stärker oxidierend wirkt seine oxidierte Form.

Redoxpaar $E^\circ$ in V
$\mathrm{Cl_2/Cl^-}$ $+1{,}36$
$\mathrm{Br_2/Br^-}$ $+1{,}07$
$\mathrm{I_2/I^-}$ $+0{,}54$

Das stärkere Oxidationsmittel ($\mathrm{Cl_2}$) kann die reduzierte Form des Paares mit kleinerem Potential ($\mathrm{Br^-}$) oxidieren: $\mathrm{Cl_2 + 2\,Br^- \rightarrow 2\,Cl^- + Br_2}$. Umgekehrt reagiert $\mathrm{Br_2}$ nicht mit $\mathrm{Cl^-}$. Das passende Paar muss immer „bergab“ in der Spannungsreihe reagieren.

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.

  1. a) Geben Sie die Redoxpaare an.
  2. 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.

  1. a) Erklären Sie die Beobachtung mit Redoxpaaren.
  2. b) Formulieren Sie die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung.
  3. c) Sagen Sie voraus, ob Brom aus Kaliumchlorid-Lösung Chlor freisetzt, und begründen Sie.
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Besondere Fälle: Wasserstoffperoxid und Disproportionierung

Manche Teilchen können je nach Partner Donator oder Akzeptor sein. Ein Beispiel ist $\mathrm{H_2O_2}$ mit Sauerstoff in der Oxidationszahl −I. Das liegt zwischen −II (in $\mathrm{H_2O}$) und 0 (in $\mathrm{O_2}$). Deshalb kann es sowohl reduziert zu −II als auch oxidiert zu 0 werden.

  • Als Oxidationsmittel: $\mathrm{H_2O_2 + 2\,H^+ + 2\,e^- \rightarrow 2\,H_2O}$

  • Als Reduktionsmittel: $\mathrm{H_2O_2 \rightarrow O_2 + 2\,H^+ + 2\,e^-}$

Allgemein gilt: Ein Atom in einer mittleren Oxidationszahl kann beide Rollen spielen. Ein Teilchen mit der höchsten Oxidationszahl (z. B. Mn +VII) kann nur reduziert werden, eines mit der niedrigsten (z. B. Cl in $\mathrm{Cl^-}$, −I) nur oxidiert.

Bei der Disproportionierung von $\mathrm{H_2O_2}$ bildet sich aus zwei Molekülen mit Sauerstoff −I je ein Teilchen mit −II und eines mit 0. Dies ist auch die Erklärung, warum eine Wasserstoffperoxid-Lösung mit Braunstein-Katalysator Sauerstoff entwickelt.

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:

  1. a) $\mathrm{CaCO_3 + 2\,HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2}$
  2. b) $\mathrm{Zn + 2\,HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2}$
  3. 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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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.

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

Die ausgeglichene Gleichung liefert das Stoffmengenverhältnis: Die Koeffizienten sagen, wie viel Mol eines Stoffes mit wie viel Mol eines anderen reagieren. Die Rechnung läuft wie bei jeder Reaktionsgleichung.

Die Stöchiometrie bildet auch die Grundlage der Redoxtitration. Eine Maßlösung mit bekannter Konzentration reagiert mit der Probe. Sie wird bis zum Äquivalenzpunkt zugegeben. Bei der Manganometrie ist die Maßlösung Kaliumpermanganat-Lösung. Sie braucht keinen Indikator: $\mathrm{MnO_4^-}$ ist violett, $\mathrm{Mn^{2+}}$ ist in der Verdünnung praktisch farblos. Der erste überschüssige Tropfen färbt die Lösung bleibend rosa, und das zeigt den Endpunkt an.

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.

  1. a) Formulieren Sie Teilgleichungen und Gesamtgleichung.
  2. 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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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.

  1. a) Stellen Sie die Redoxgleichung auf.
  2. b) Berechnen Sie die Stoffmenge und die Masse an $\mathrm{Fe^{2+}}$ in der Probe ($M(\mathrm{Fe}) = 55{,}8\,\text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$).
  3. c) Begründen Sie, warum kein zusätzlicher Indikator nötig ist.
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Zurück zum Anfang: Beim Thermitverfahren oxidiert Aluminium zu $\mathrm{Al^{3+}}$ und reduziert dabei Eisen(III) zu elementarem Eisen. Aluminium ist das Reduktionsmittel, $\mathrm{Fe_2O_3}$ das Oxidationsmittel. Über die Teilgleichungen und das Stoffmengenverhältnis lässt sich genau berechnen, wie viel Aluminium für eine bestimmte Menge Eisen nötig ist.

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)…

Auf einen Blick

  • Redoxreaktion = Elektronenübertragung: Oxidation (Elektronenabgabe) und Reduktion (Elektronenaufnahme) laufen immer gemeinsam ab. Der Donator ist das Reduktionsmittel, der Akzeptor das Oxidationsmittel.

  • Oxidationszahlen verteilen die Bindungselektronen formal. Steigt sie, wird oxidiert, sinkt sie, wird reduziert. Ändern sich keine Oxidationszahlen, liegt keine Redoxreaktion vor.

  • Gleichungen ausgleichen: Teilgleichungen aufstellen, Elektronen ergänzen, Ladung mit $\mathrm{H^+}$ (bzw. $\mathrm{OH^-}$), Atome mit $\mathrm{H_2O}$, Elektronen angleichen, addieren.

  • Redoxpaare $\mathrm{Ox/Red}$: Eine Redoxreaktion ist die Reaktion zweier Paare. Das stärkere Oxidationsmittel (größeres $E^\circ$) oxidiert die reduzierte Form des schwächeren Paares.

  • Disproportionierung: Ein Element in einer Oxidationszahl wird gleichzeitig oxidiert und reduziert, wie $\mathrm{H_2O_2}$ oder $\mathrm{Cl_2}$ in Lauge.

  • Stöchiometrie und Titration: Die Koeffizienten der Gesamtgleichung geben das Stoffmengenverhältnis (z. B. $\mathrm{MnO_4^-} : \mathrm{Fe^{2+}} = 1 : 5$).

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