3.2.1 Redoxreaktion – Teilreaktionen und Oxidationszahlen
© Belinda Flemming: Teilreaktionen der Redoxreaktion, CC BY-SA
Unter Oxidation verstand man früher eine Reaktion mit Sauerstoff, etwa das Rosten von Eisen oder Verbrennungen in Sauerstoff. Eine Oxidation war demnach immer mit einer Sauerstoffaufnahme verbunden.
S + O2 → SO2
2 Ca + O2 → 2 CaO
Eine Reduktion war demnach eine Abgabe von Sauerstoff. Durch geeignete Reduktionsmittel konnte Sauerstoff aus einer Verbindung entfernt werden. Beispielsweise dienen Kohlenstoff oder Wasserstoff dazu, Metalloxide zu Metallen zu reduzieren, indem sie Sauerstoff an sich binden.
2 PbO + C → 2 Pb + CO2
CuO + H2 → Cu + H2O
Eine derartige Reaktion lässt sich in Teilschritte zerlegen. Am Beispiel der Reaktion von Calcium mit Sauerstoff sei dies dargestellt:
Ca → Ca2+ + 2 e– (Elektronenabgabe)
+ 2 e– → O2- (Elektronenaufnahme)
Addiert man beide Teilreaktionen, so erhält man die Gesamtgleichung. Voraussetzung ist jedoch, dass die Zahl der abgegebenen Elektronen gleich der Zahl der aufgenommenen Elektronen ist:
Ca + + 2 e– → Ca2+ + 2 e– + O2-
Ca + → CaO
bzw.
2 Ca + O2 → 2 CaO
da Sauerstoff in der Natur molekular vorkommt. Es kommt bei dieser Reaktion also zu einer Elektronenübertragung von Calcium auf Sauerstoff.
Da dieser Elektronenübergang auch bei vielen anderen Reaktionen zu beobachten ist, bei denen weder Sauerstoff noch Wasserstoff noch Oxide im Spiel sind, hat man folgende allgemeineren Definitionen gewählt:
Demnach findet während einer Redoxreaktion ein Austausch von Elektronen statt. Das Elektronen abgebende Teilchen (Elektronendonator = Reduktionsmittel), im Beispiel Na, wird oxidiert. Das Elektronen aufnehmende Teilchen (Elektronenakzeptor = Oxidationsmittel), im Beispiel Cl, wird reduziert.
Oxidationszahlen
Um einfache Redoxreaktionen zu bilanzieren, genügen die bisher angestellten Überlegungen. Zum Richtigstellen schwierigerer Gleichungen hat sich das Konzept der Oxidationszahlen bewährt. Oxidationszahlen werden oft als römische Zahlen über das Elementsymbol geschrieben. Hier sollen arabische Zahlen den Vorzug erhalten.
Regeln zum Erstellen von Oxidationszahlen (OZ):
1. Elemente erhalten die OZ null.
2. Bei Ionen, die aus nur einem Teilchen bestehen, entspricht die OZ der Ladung des Ions.
3. Die Summe der OZ einer Verbindung ist null.
3.1 Wasserstoff in Verbindungen erhält die OZ +1 (hiervon gibt es Ausnahmen; Fluor hat Priorität).
3.2 Sauerstoff in Verbindungen erhält die OZ -2 (Ausnahme: Sauerstoff in Peroxiden -1).
3.3 Alkalimetalle in Verbindungen erhalten die OZ +1, Erdalkalimetalle in Verbindungen +2, Elemente der 3. Hauptgruppe in Verbindungen +3.
3.4 Halogenide (also Fluorid, Chlorid, Bromid, Iodid) in Verbindungen erhalten die OZ -1 (Fluor hat Priorität).
4. Bei Ionen, die aus mehreren Teilchen zusammengesetzt sind, entspricht die Summe der OZ der Ladung des Ions.
Man geht also bei Verbindungen so vor, dass man zuerst die OZ der Elemente niederschreibt, zu denen die Regeln 3.1 bis 3.4 Aussagen machen. Dann berechnet man die verbleibende OZ entweder nach Regel 3 oder 4. Beispiel Kohlensäure H2CO3: Regel 3.1 legt die OZ des Wasserstoffs auf +1 für jedes der beiden H-Atome fest, Regel 3.2 legt die OZ jedes der drei Sauerstoffatome auf -2 fest. Zusammen ergibt sich bis hierher 2(+1)+3(-2)=-4. Wenn die Summe aller OZ dieser neutralen Verbindung null sein soll, so bleibt für C nur die OZ +4.