Ca + Cl Ca2+ + 2 Cl

Redoxreaktionen
Einleitung
Korrespondierende Redoxpaare
Reduktion
Ca
red1
+
Cl2
Ca2+
ox2
ox1
+
2 Clred2
Oxidation
Ähnlich wie Säure-Base- Reaktionen sind Redoxreaktionen Donator – AkzeptorReaktionen.
Im Falle von Ionenverbindungen werden Elektronen vollständig übertragen. Bei der
Bildung von polaren Atomverbindungen wird nur formal angenommen, dass die
Elektronen vom elektronegativeren Partner aufgenommen werden. Dadurch ergeben
sich formale Ladungen, die als Oxidationszahl oder Oxidationsstufe bezeichnet wird.
1
Redoxreaktionen
Oxidationszahlen
Oxidationszahlen sind formale Größen zur Beschreibung der Redoxreaktion. Die
Änderung der Oxidationszahl ist das charakteristische Merkmal von
Redoxreaktionen.
Oxidationszahl
O=C=O
C: 4 - 0 = IV
O: 6 - 8 = -II
= Valenzelektronenzahl
-
H
C
Elektronenanzahl des gebildeten Ions
C
H
H: 1 - 0 = I
C: 4 - 5 = -I
Zur Bestimmung der Oxidationszahl führt man formal eine heterolytische
Bindungsspaltung in Abhängigkeit der Elektronegativität durch.
2
Redoxreaktionen
Oxidationszahlen
Beispiele
3,5 3,5
3,5
O
O
H 2,1 H
H
2,1
O
2,1
2,1
3,0
H
Cl
3,0
I -II
I -I
H2O
H2O2
Cl
C
2,5
H
2,1
3,0 Cl
Trichlormethan
II I -I
CHCl3
Übung: Ethanal (CH3CHO), Ethanol (CH3COOH)
In den Formeln werden Oxidationzahlen (OZ) mit dem entsprechenden
Vorzeichen über die Elementsymbole geschrieben. Die Angaben beziehen sich
immer auf ein Atom.
3
Redoxreaktionen
Oxidationszahlen
Vereinfachte Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen (OZ)
- Elementsubstanzen haben immer die OZ 0
O2, H2, P4, C, N2, Na, Mg, Zn
- Fluor hat in Verbindungen immer die OZ -I
+I –I
+I –I
+II -I +IV –I
+II –I +III –I
NaF, HF, OF2, CF4, PbF2, BrF3
- Wasserstoff hat immer die OZ +I
+I –II
+I
-I
+I -I
-IV +I
+I +VI –II
+I -II +I
H2O, H2O2, HCl, CH4, H2SO4, NaOH
-Sauerstoff hat FAST immer die OZ -II
+IV –II
+II –II -II +I –II +I
+IV –II +I -II
CO2, CO, CH3OH, SO2, Na2O
- Bei Atom – Ionen entspricht die Ladung des Ions der OZ
- Die Summe aller OZ der Atome eines Teilchens entspricht der Ladung des
betrachteten Teilchens.
4
Redoxreaktionen
Galvanische Zellen
Beispiel: Permanganationen in saurer Lösung
MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O
Mithilfe der Nernstschen Gleichung kann die Veränderung der oxidierenden Wirkung der
Permanganationen berechnet werden.
- Feststellen der Oxidationszahl des betreffenden Elements vor und nach der Reaktion:
+ VII
+II
Mn Mn
-- Daraus ergibt sich die Anzahl der, für die Redoxreaktion, benötigten e+ VII - (-II) = 5
-- Können formal n O2- Ionen entstehen, braucht man 2n H+ Ionen, damit Wasser entsteht
n = 4; es werden 8 H+ Ionen benötigt
Das Normalpotential für das Permanganat-System ist + 1,52 V. Zur oxidierten Seite
gehören [MnO4-] und [H+], zur reduzierten Seite [Mn2+]
E = 1,52 + 0,059/5 · lg([MnO4-]·[H+]8/[Mn2+])
E = 1,52 + 0,059/5 · lg([MnO4-]/[Mn2+] – 8·pH)
5