Ein Redoxvorgang ist eine chemische Reaktion, bei der ein Teilchen Elektronen auf ein anderes Teilchen überträgt. Bei einer solchen Elektronenübertragungs-Reaktion finden also eine Elektronenabgabe (Oxidation) durch ein Teilchen sowie eine Elektronenaufnahme (Reduktion) statt (Redox = Reduktion-Oxidation). Durch Kenntnis des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels der Reaktion sowie der Normalpotentiale der Reaktionsteilnehmer, lässt sich ein Redoxvorgang vorhersagen.
Diese Spannungsreihe ermöglicht Aussagen über den Ablauf von chemischen Reaktionen. Sie
lässt Vorhersagen zu, ob eine bestimmte Reaktion möglich ist.
| Li | Li+ | – 3,0 V |
| Na | Na+ | – 2,7 V |
| Mg | Mg2+ | – 2,4 V |
| Zn | Zn2+ | – 0,8 V |
| Cu | Cu2+ | + 0,3 V |
| I– | I2 | + 0,6 V |
| Cl– | Cl2 | + 1,4 V |
| F– | F2 | + 3,1 V |
Um diese Spannungsreihe zu verstehen, werden nochmal ein paar Grundlagen wiederholt:
Die reduzierte Form eines Elements dient als Reduktionsmittel, d.h. das Element gibt leicht Elektronen ab und reduziert daher einen anderen Stoff. Die oxidierte Form dient als Oxidationsmittel, d.h es nimmt Elektronen auf. Zudem läuft eine Redoxreaktion immer nur zwischen einer reduzierten und einer oxidierten Form ab. Mithilfe der Spannungsreihe lässt sich herleiten:
Algemein gilt für die Berechnung der Differenz der Standartpotentiale:
D E = E (Stoff der Elektronen aufnimmt) – E (Stoff der Elektronen abgibt)
Zink gibt in diesem Fall Elektronen ab und die Kupferionen nehmen Elektronen auf. Damit gilt für unser Beispiel: D E = 0,3 V – (-0,8 V) = 1,1 V. Damit wissen wir, dass die Reaktion abläuft, da D E größer als Null ist.
Als Merkhilfe gilt: Ein reduzierte Form kann die oxidierte Form, die über ihr in der Spannungsreihe steht zum Element reduzieren, andersrum nicht.
Zusammenfassung:
| Ob eine Redoxreaktion zwischen zwei Halbzellen (gleicher Konzentration!) ablaufen kann, hängt von den Potentialen ab. Berechnet man die Differenz der Normalpotentialen und erhält ein Ergebnis D E0 > 0 kann die Reaktion theoretisch ablaufen. |
Anders ausgedrückt:
| Das Standardpotential des Oxidationsmittels muss positiver sein,als das des Reduktionsmittels. |
weiteres Beispiel:
In einem vorherigen Kapitel wurde erwähnt, dass Kupfer (Cu) Silberionen (Ag+) zu Silber (Ag) reduzieren kann.
D E0 = E0(Ag+) – E0(Cu) = 0,8 V – 0,3 V = 0,5 V. Die Differenz ist größer als 0, somit sollte die Reaktion von Kupfer mit Silberionen ablaufen, was auch tatsächlich passiert.
Oxidation ist ein Prozess, bei dem ein Atom, Ion oder Molekül Elektronen verliert.
Reduktion ist ein Vorgang, bei dem ein Atom, Ion oder Molekül Elektronen gewinnt.
Ein Redoxvorgang ist eine chemische Reaktion, bei der der Austausch von Elektronen zwischen Reaktionspartnern stattfindet, d.h. die Oxidation und die Reduktion treten simultan auf.
In einer Redoxreaktion werden Elektronen von einem Molekül, Atom oder Ion auf ein anderes übertragen. Ein Teilnehmer wird oxidiert (verliert Elektronen), während der andere reduziert wird (gewinnt Elektronen).
Die Substanz, die oxidiert wird, gibt Elektronen ab, und die Substanz, die reduziert wird, nimmt Elektronen auf.
Ein Reduktionsmittel ist die Substanz, die Elektronen abgibt (sie selbst wird oxidiert), während ein Oxidationsmittel die Substanz ist, die Elektronen aufnimmt (sie selbst wird reduziert).
Ein typisches Beispiel für eine Redoxreaktion ist die Verbrennung von Wasserstoff in Sauerstoff, um Wasser zu erzeugen. Wasserstoff wird oxidiert und Sauerstoff reduziert.
Die Oxidationszahl ist die Ladung, die ein Atom in einer Verbindung haben würde, wenn alle Bindungen vollständig ionisch wären. Sie wird bestimmt indem die gegenseitige Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme betrachtet wird.
Bei einem Redoxprozess entspricht die Summe der Oxidationshalbreaktionen immer der Summe der Reduktionshalbreaktionen. Die Gesamtzahl der Elektronen, die bei der Oxidation verloren gehen, ist gleich der Gesamtzahl der Elektronen, die bei der Reduktion gewonnen werden.
Die Balance der Elektronen in einer Redoxreaktion zeigt an, dass die Gesamtzahl der Elektronen, die in der Oxidation verloren gehen, gleich der Gesamtzahl der Elektronen ist, die in der Reduktion gewonnen werden. Das garantiert die Erhaltung der Ladung in der Reaktion.