Redox-Reaktionen

Die Oxidation ist eine chemische Reaktion, bei der ein Ion oder ein Atom (als solches oder als Bestandteil eines Moleküls) ein oder mehrere Elektronen abgibt und dadurch seinen Oxidationszustand erhöht.

Die Reduktion ist eine chemische Reaktion, bei der ein Ion oder ein Atom (als solches oder als Bestandteil eines Moleküls) ein oder mehrere Elektronen aufnimmt und dadurch seinen Oxidationszustand erniedrigt.

Ein Stoff der Elektronen abgibt wird oxidiert, ein Stoff der Elektronen aufnimmt wird reduziert.

Eine Reduktion reduziert die Oxidationszahl und eine Oxidation macht die Oxidationszahl positiver.

Um die Aufnahme und Abgabe von Elektronen visuell nachvollziehen zu können, wurde von Chemikern das Konzept der Oxidationszahlen erschaffen. Die Oxidationszahlen vergleichen den Redox-Zustand eines Atoms mit demjenigen Zustand, den es als Element hat.

Ein Stoff bzw. Atom als Element hat immer die Oxidationszahl 0 (Null). Wenn es als Ion vorliegt, hat es immer genau so viele Elektronen mehr oder weniger, wie seine Ladung anzeigt. Das Magnesium mit \(Mg_{2+}\) z. B. hat zwei Elektronen weniger und somit die Oxidationszahl 2+.

Bei Molekülen ist es schwieriger, die Oxidationszahlen der verschiedenen Atome zu bestimmen. Hier wird das bindende Elektronenpaar immer dem elektronegativen Bindungspartner zugeordnet.

Um die korrekte Oxidationszahl zu bestimmen, muss man gewissen Regeln folgen. Darüber hinaus gibt es eine hierarchische Ordnung dieser Regeln durch welche bestimmte Regeln gegenüber anderen Regeln den Vorzug erhalten.

Die wichtigsten Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen lauten wie folgt:

1. Die Summe aller Oxidationszahlen entspricht der Ladung der Verbindung.
2. Fluor hat immer die Oxidationszahl 1.
3. Sauerstoff hat meistens die Oxidationszahl 2, da es sehr elektronegativ ist. Eine Ausnahme ist Wasserstoffperoxid \(H_2O_2\), hier haben die Sauerstoffatome die Oxidationszahl 1, da sie aneinander gebunden sind.
4. Alkalimetalle (1. Hauptgruppe im PSE) und Wasserstoff haben die Oxidationszahl 1. Bei Wasserstoff gibt es eine Ausnahme: Im Molekül Natriumhydrid NaH hat H die Oxidationszahl -1, da Natrium noch weniger elektronegativ ist als Wasserstoff.
5. Erdalkalimetalle (2. Hauptgruppe im PSE) haben die Oxidationszahl 2.

Wenn die Oxidationszahlen trotz Einhaltung der obigen Regeln keinen Sinn ergeben, hilft es immer, die Moleküle mit ihren Strukturformeln niederzuschreiben und sich die Verbindungen genauer anzusehen.

Bildvorschlag: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=36906752

Auf dem Bild mit dem Namen Oxidationszahlen unten siehst du das Molekül 5-Hydroxycytosin. Die einzelnen Atome sind mit ihren jeweiligen Oxidationszahlen beschriftet. Die Oxidationszahlen lassen sich durch die Elektronegativitätswerte der Bindungspartner erklären.

Sauerstoff ist in dieser Verbindung am elektronegativsten, danach kommt Stickstoff, dann Kohlenstoff und dann der am wenigsten elektronegative Wasserstoff.

Wichtige Begriffe bei den Redox-Reaktionen sind Reduktionsmittel und Oxidationsmittel.

Reduktionsmittel geben Elektronen ab (Elektronendonator), helfen somit anderen Stoffen, reduziert zu werden. Sie werden selbst aber oxidiert, denn die Oxidationszahl vom Reduktionsmittel wird positiver, da es Elektronen abgibt und somit seine Ladung positiver bzw. weniger negativ wird. Der reduzierte Stoff hat dadurch jedoch mehr Elektronen und somit eine negativere Oxidationszahl.

Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf (Elektronenakzeptor) und helfen somit anderen Stoffen, oxidiert zu werden. Die Oxidationszahl von Oxidationsmitteln wird negativer, da sie Elektronen aufnehmen und somit ihre Ladung negativer wird. Demgegenüber wird die Oxidationszahl des oxidierten Partners positiver, da ihm Elektronen entzogen wurden.

Als galvanische Zelle wird eine Vorrichtung bezeichnet, die chemische Energie in elektrische Energie umwandelt. Um diese Umwandlung zu bewerkstelligen benötigt sie zwei Elektroden sowie eine Elektrolytlösung.

Der Aufbau eines galvanischen Elements gestaltet sich wie folgt:

1. Man nehme zwei Halbzellen, in welchen sich jeweils dieselbe Elektrolytlösung befindet.
2. In diese Elektrolytlösungen werden Elektroden hineingeführt. Die Elektroden sind mit einem Voltmeter verbunden.
3. In einem Behälter befindet sich die Kathode und im anderen eine Anode.
4. Beide Halbzellen sind mit einer Ionenbrücke, auch Salzbrücke genannt, verbunden. Alternativ kann man auch eine semipermeable Membran verwenden.
5. Die Elektronen fließen bei dieser Vorrichtung stets von der Anode zur Kathode, wodurch die Anode der Ort der Oxidation und die Kathode der Ort der Reduktion ist.

Ein klassisches Beispiel für ein galvanisches Element sind Zink und Kupfer in einer Kupfersulfatlösung. Zink ist in diesem Fall der unedlere Stoff, also das Reduktionsmittel.

Die Elektronen vom elementaren Zink gehen auf die Kupferionen über. Dadurch werden diese zu elementarem Kupfer reduziert und bilden somit eine Kupferschicht auf der Zinkelektrode, die in diesem Fall als Anode fungiert. Die Zinkionen lösen sich ebenfalls. Der Elektronenfluss geht in Richtung der Kupferelektrode, da diese die Kathode ist.

Durch die Ionenbrücke findet immer ein Ionenaustausch zwischen den Elektroden statt, da die Kathode ansonsten schon nach kurzer Zeit durch die aufgenommenen Elektronen negativ geladen wäre und die Reaktion nicht weiter ablaufen könnte.