In den vorherigen Kapiteln haben wir uns mit der Bestimmung von Oxidationszahlen und dem einfachen und erweiterten Redoxbegriff beschäftigt. Diese beiden “formalen” Hilfsgrößen sind notwendig, um eine Redoxgleichung aufzustellen.
Bei Beachtung einiger einfacher Regeln, ist das Aufstellen einer Redoxgleichung einfach. Im wesentlichen besteht das Aufstellen einer Redoxgleichung aus dem Aufstellen der Teilgleichungen (Oxidation und Reduktion) einer Redoxreaktion und dem nachfolgenden Ausgleichen mit Elektronen und dem Stoffausgleich. Abschließend werden die beiden Teilreaktionen zu einer Redoxreaktion addiert.
1. Schritt: Die sogenannte Skelettgleichung der Redoxreaktion erstellen, dazu werden alle Reaktionspartnern in einer Reaktionsgleichung aufgestellt
Dazu betrachten wir die Reaktion von Kupferblech mit konzentrierter Salpetersäure, wobei Stickstoffdioxid und eine Kupfer(II) – Lösung entsteht. Daher bilden wir folgende Skelett-Redoxgleichung:
2. Schritt: Teilreaktionen der Redoxreaktion ermitteln. Dazu müssen die Oxidationszahlen der Reaktionspartner ermittelt werden. Hierbei empfiehlt es sich bereits in diesem Schritt die korrespondierenden Redoxpaare zu ermitteln.
Gemäß den Regeln zur Erstellung von Oxidationszahlen liegen folgende Oxidationszahlen vor: Cu (0) => Cu2+ (+II) und HNO3 (Stickstoff +V und Sauerstoff -II) => NO2 (Stickstoff +IV und Sauerstoff -II)
3. Schritt: Aufstellen der Teilgleichungen der Redoxreaktion: Reduktion und Oxidation. Nach dem erweiterten Redoxbegriff liegt eine Oxidation vor, wenn sich die Oxidationszahl eines Elements erhöht hat. Eine Reduktion liegt hingegen vor, wenn die Oxidationszahl eines Atoms (während der Reaktion) erniedrigt wurde.
Die Oxidationszahl von Kupfer erhöht sich während der Reaktion, Cu (0) => Cu2+ (+II), die Oxidationszahl von Sauerstoff bleibt gleich und die Oxidationszahl von Stickstoff wird reduziert (von +V auf + IV)
Oxidation: Cu => Cu2+
Reduktion: HNO3 => NO2
4. Schritt: Ausgleich der Oxidationszahlen mit Elektronen. Um eine höhere Oxidationszahl zu erreichen muss ein Atom Elektronen abgeben. Um die Oxidationszahl zu senken, muss das Atom Elektronen aufnehmen.
Oxidation: Cu => Cu2+ + 2e–
Reduktion: HNO3 + e– => NO2
5. Schritt: Ladungsausgleich bei den Teilreaktionen durchführen, dazu stehen je Medium OH- oder H3O+-Ionen zur Verfügung. Dies ist notwendig, da die im 4.Schritt Elektronen in die Teilgleichungen eingefügt wurden und sich somit zwischen Edukt- und Produktseite ein Ladungsunterschied ergibt (was physikalisch natürlich nicht sein darf)
Oxidation: Cu => Cu2+ + 2e– (kein Ladungsausgleich notwendig)
Reduktion: HNO3 + e– + H3O+ => NO2 (Ladungsausgleich notwendig)
Bei der Oxidation ist kein Ladungsausgleich notwendig, auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung ist die Gesamtladung 0. Bei der Reduktion ist ein Ladungsausgleich notwendig, da wir auf der linken Seite “eine positive” Ladung haben und auf der rechten Seite der Reduktionsgleichung keine Ladung haben. Da die Redoxreaktion “Salpetersäure” enthält, müssen wir mit H3O+-Ionen ausgleichen (Hinweis: oft darf auch mit H+-Ionen ausgeglichen werden, ggf. die Lehrkraft fragen)
6. Schritt: Stoffausgleich bei den Teilreaktionen, hierzu wird H2O verwendet, sofern die Reaktion in wässriger Lösung durchgeführt wurde. Dies ist notwendig, da im 5. Schritt Stoffe in die Teilgleichungen eingefügt wurden. Aufgrund des Massenerhaltungssatzes muss natürlich die Masse auf beiden Seiten gleich sein.
Oxidation: Cu => Cu2+ + 2e– (kein Stoffausgleich notwendig)
Reduktion: HNO3 + e– + H3O+ => NO2 + H2O (Stoffausgleich notwendig)
6. Schritt: Elektronenausgleich bei den Teilreaktionen (die Anzahl der aufgenommenen Elektronen muss gleich der Zahl der abgegebenen Elektronen entsprechen). Dazu wird kleinste gemeinsame Vielfache der abgegebenen (aus der Oxidation) bzw. aufgenommenen Elektronen (aus der Reduktion) gebildet.
Oxidation: Cu => Cu2+ + 2e– / 1x
Reduktion: HNO3 + e– + H3O+ => NO2 + H2O / 2 x
Oxidation: Cu => Cu2+ + 2e–
Reduktion: 2HNO3 + 2e– + 2 H3O+ => 2NO2 + 2H2O
Das kleinste gemeinsame Vielfache aus 1e und 2e sind 2e. Da in der Oxidation bereits 2e enthalten sind, muss diese Teilgleichung nur mit “1” multipliziert werden. In der Reduktion ist nur 1e enthalten, daher muss die Reduktion mit “2” multipliziert werden, damit sowohl die Reduktion als auch die Oxidation 2e enthalten.
7. Schritt: Teilgleichungen der Redoxreaktion addieren und die gesamte Redoxgleichung aufstellen.
Oxidation: Cu => Cu2+ + 2e–
Reduktion: 2HNO3 + 2e– + 2 H3O+ => 2NO2 + 2H2O
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Redox: Cu + 2HNO3 + 2e– + 2 H3O+ => 2NO2 + 2H2O + Cu2+ + 2e–
8. Schritt: Gegebenenfalls muss die Redoxgleichung noch gekürzt werden. Durch das viele Ausgleichen mit Elektronen und andern “Stoffen” enthält die so erhaltene Redoxgleichung einige Stoffe, die sowohl auf der Produktseite als auch der Eduktseite auftauchen. Die Stoffe (auch Elektronen), die in gleicher Anzahl auf beiden Seiten stehen, können aus der Gleichung gestrichen werden, die Stoffe (auch Elektronen), die in unterschiedlicher Anzahl auf beiden Seiten stehen, werden entsprechend gekürzt.
Redox: Cu + 2HNO3 + 2e– + 2 H3O+ => 2NO2 + 2H2O + Cu2+ + 2e–
Redox: Cu + 2HNO3 + 2 H3O+ => 2NO2 + 2H2O + Cu2+
Wenn sich die Elektronen auf beiden Seiten der Redoxgleichung kürzen (lassen) ist das ein erstes Indiz, dass wir die Redoxgleichung richtig aufgestellt haben. Eine richtig aufgestellte Redoxgleichung hat auch auf beiden Seiten die gleiche “Ladung”, in unserem Fall jeweils “+2”.
Im Rahmen des Schulunterrichts ist diese Vorgehensweise korrekt, im Rahmen eines Chemiestudiums “müsste” die Redoxgleichung noch angepasst werden. Da Salpetersäure eine Säure ist,ergibt es wenig Sinn, dass in dieser Redoxgleichung noch 2 H3O+ vorhanden ist. Da dieses Teilchen für eine allgemeine Säure steht, können wir deren Anzahl zur Anzahl an Salpetersäure dazu addieren.
Redox: Cu + 4HNO3 => 2NO2 + 2H2O + Cu2+
Des Weiteren kommt im Studium (im Gegensatz zur Schule) hinzu, dass “unwesentliche Stoffteile”, die nichts zur Redoxreaktion beitragen nicht weggelassen werden dürfen. Im Studium dürfen wir daher das “Nitrat-Ion” (in der Salpetersäure) nicht einfach “unter den Tisch fallen lassen.
Redox: Cu + 4HNO3 => 2NO2 + 2H2O + Cu2+ + 2NO3– (ausgleichen nicht vergessen)
Redox: Cu + 4HNO3 => 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2 (in Formelschreibweise)
Antwort: Eine Redoxgleichung ist eine chemische Gleichung, die eine Redoxreaktion beschreibt – bei der eine Substanz Elektronen abgibt (Oxidation), während eine andere Substanz diese Elektronen aufnimmt (Reduktion).
Antwort: “Ox” steht für Oxidation, den Prozess, bei dem eine Substanz Elektronen abgibt und oxidiert wird.
Antwort: “Red” bezeichnet die Reduktion, den Prozess, in dem eine Substanz Elektronen aufnimmt und reduziert wird.
Antwort: Eine Halbreaktion zeigt entweder den Oxidations- oder Reduktionsprozess in einer Redoxreaktion, während die Redoxgleichung beide Prozesse zusammen darstellt.
Antwort: Die Anzahl der ausgetauschten Elektronen in einer Redoxreaktion kann variieren, aber sie ist immer gleich für beide Halbreaktionen, um die Ladungsbalance zu erhalten.
Antwort: Eine Oxidationszahl ist eine hypothetische Ladung, die einem Atom in einer Substanz zugeordnet wird. Sie wird in Redoxgleichungen verwendet, um zu ermitteln, welche Atome oxidiert und welche reduziert werden.
Antwort: Die Ladungsbalance in einer Redoxgleichung wird aufrechterhalten, indem sichergestellt wird, dass die Gesamtzahl der Elektronen, die in der Oxidationshalbgleichung verloren gehen, gleich der Gesamtzahl der Elektronen ist, die in der Reduktionshalbgleichung gewonnen werden.
Antwort: Ein Oxidationsmittel ist eine Substanz, die Elektronen aufnimmt und reduziert wird in einer Redoxgleichung.
Antwort: Ein Reduktionsmittel ist eine Substanz, die Elekronen abgibt und oxidiert wird in einer Redoxgleichung.
Antwort: Die Koeffizienten in einer Redoxgleichung repräsentieren die Anzahl der Mole jeder Substanz, die in der Reaktion beteiligt ist. Sie werden so eingestellt, dass die Gleichung sowohl die Stoffmengenbilanz als auch die Ladungsbalance erfüllt.