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Chemie 11 – Redox Reaktionen

Redox Reaktionen

Redox Reaktionen sind chemische Reaktionen bei denen Elektronen von einem Elektronendonator an einen Elektronenakzeptor übertragen werden. Das Abgeben wird als Reduktion bezeichnet, das Aufnehmen von Elektronen wird als Oxidation bezeichnet. Die Bezeichnung Redox Reaktion ergibt sich aus der Zusammensetzung der Wörter  Oxidationsreaktion und Reduktionsreaktion.

Oxidation und Reduktion

Begriffe:

Beispiele für Redox Reaktionen:

• Na und Cl reagieren zu NaCl

 

 Na + Cl 🠖 Na+ + Cl

Dabei gibt das Natriumatom ein Elektron an das Chloratom ab.

  • Natrium wird oxidiert: Die OZ von Na steigt.
  • Chlor wird reduziert: Die OZ von Chlor sinkt.
  • Natrium ist das Reduktionsmittel da es Chlor reduziert.
  • Chlor ist das Oxidationsmittel da es Natrium oxidiert.

*Im Sinne der Übersicht wird von einem Chloratom ausgegangen. Chlor liegt normalerweise alws Cl2 vor, die Reaktion müsste korrekt so formuliert sein:

 Na + ½ Cl2 🠖 Na+ + Cl

• Zn wird in einer Säure unter H2-Gasenwicklung aufgelöst

 

 Zn + 2 H+ 🠖 Zn2+ + H2

Dabei gibt das Zink jeweils ein Elektron an ein H+ – Ion (= Proton) ab.

  • Zink wird oxidiert: Die OZ von Zn steigt von 0 auf +2.
  • 2 H+ Ionen werden zu H2 reduziert: Die OZ von H sinkt von +1 auf 0.
  • Zink ist das Reduktionsmittel da es Protonen reduziert.
  • H+ ist das Oxidationmittel da es Zink oxidiert.
feuer redox reaktionen
Verbrennungen sind typische Redox Reaktionen

Die Oxidationszahl OZ (Oxidationsstufe)

  • In chemischen Verbindungen sind Atome stets über Elektronen verbunden.
  • Es werden stets dem elektronegativeren Bindungspartner alleBindungselektronen zugeordnet.

OZ bei ionischen Verbindungen

  • In Ionenbindungen gibt die Oxidationszahl (OZ) die Ionenladung des jeweiligen Elements innerhalb der Verbindung an.

Beispiel Natriumchlorid NaCl
Die Oxidationszahl von Na = OZ(Na) = +1
und die Oxidationszahl von Cl = OZ(Cl) = –1

Beispiel Magnesiumchlorid MgCl2
Da Mg zwei Valenzelektronen abgibt ist die Oxidationszahl von Mg = OZ(Mg) = +2. Die Oxidationszahl von Cl = OZ(Cl) = –1 da jedes Cl-Atom ein Elektron aufnimmt. 

Beispiel Magnesiumoxid MgO
Da Mg zwei Valenzelektronen abgibt ist die Oxidationszahl von Mg = OZ(Mg) = +2.
Die Oxidationszahl von O = OZ(O) = –2 da jedes O-Atom zwei Elektronen aufnimmt. 

OZ bei kovalenten Bindungen

  • In kovalenten Bindungen werden die Bindungselektronen  gedanklich dem elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet. 
  • Die Elektronegativitätsdifferenz ΔEN spielt hier keine Rolle.

Beispiel Bromwassestoff HBr
Die Atome H und Br sind über eine kovalente Bindung verbunden. Da Br die höhere Elektronegativität aufweist wird dem Br das gesamte Elektronenpaar zugeordnet. 

Br hat somit ein Elektron mehr als vor der Bindung und eine OZ(Br) = –1
H hat ein Elektron weniger als vor der Bindung, daher ist OZ(H) = +1

Überlege die OZ für HF, HCl und HI

 

Beispiel Wasser H-O-H
O hat eine höhere Elektronegativität als H, bekommt daher von jedem H ein Elektron. Daher hat O die Oxidationszahl –2 und die H-Atome jeweils +1.
Die Summe aller Oxidationszahlen in einem ungeladenem Molekül wie H2O ergibt 0.

Anmerkungen:

 

  • Die Summe aller OZ der Atome in einem elektrisch neutral geladenem Molekül ergibt Null (0).
  • Die Summe aller OZ der Atome in einem elektrisch neutral geladenem Molekül ergibt Null (0).
  • Die Summe aller OZ der Atome in einem elektrisch geladenem, mehratomigen Ion entspricht der Nettoladung des Ions.

 

  • Die OZ ist für einzelne Atome in Molekülen oder Kristallgittern definiert.
  • Die OZ ist NICHT für ganze Moleküle definiert. Die Frage nach der OZ eines Moleküls ist daher unzulässig!

Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahl

Hauptregeln

Hilfsregeln

OZ in organischen Verbindungen

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