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Redoxreaktion
Definition
Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion mit Elektronen Übergängen.
Eine Redoxreaktion besteht aus 2 Teilreaktion.
Eine Redoxreaktion besteht aus 2 Teilreaktion.
- Oxidation: ist die Teilreaktion mit Elektronenabgabe und Erhöhung der Oxidationszahl.
- Reduktion: ist die Teilreaktion mit Elektronenaufnahme und Abnahme der Oxidationszahl.
Oxidationsmittel:
Reduktionsmittel:
Beispielreaktionen für eine Redoxreaktion:

2 Fe3+ + 6e- → 2 Fe Reduktion
2 Al → 2 Al 3+ + 6e- Oxidation
Zn Zn2+ + 2e- Oxidation
2 H+ + 2e- H2 Reduktion
korrespondierende Redoxpaare:
Zn / Zn2+H2 / H+
man unterscheidet:
- starke Oxidationsmittel: hohes bestreben Elektronen aufzunehmen
- schwache Oxidationsmittel: schwaches bestreben Elektronen aufzunehmen
- starke Reduktionsmittel: hohes bestreben Elektronen abzugeben
- schwache Reduktionsmittel: geringes bestreben Elektronen abzugeben
Beispiel:
- starke Reduktionsmittel:
- Elemente der ersten und zweiten Hauptgruppe
- starke Oxidationsmittel:
- Elemente der sechsten und siebenten Hauptgruppe
- Wasserstoffperoxid (H2O2)
- konzentrierte Schwefelsäure (H2SO4)
- Perchlorsäure (HClO4)
- Kaliumpermanganat (KMnO4)
Redoxamphoter:
Beispiel:
Bei H2O2 hat der Sauerstoff die mittlere Oxidationsstufe (-1)
kann in die höhere (±0) und niedrigere (-2) übergehen
Oxidationswirkung (Elektronenaufnahme)
-1 -2 H2O2 + 2 H+ + 2e- → 2 H2O niedrigere StufeDie 2 Elektronen können z.B. vom Iodid (2 I -) kommen.
Reduktionswirkung (Elektronenabgabe)
-1 ±0 H2O2 → O2 + 2H+ + 2e- höhere OxidationsstufeDie 2 Elektronen können z.B. vom Permanganat aufgenommen werden.
Redoxpotiential
- messbar in Volt
- beruht auf Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität
Oxidationszahlen
Oxidationszahl
ist die Angabe, welche Ionenladung ein Teilchen in einer Verbindung hätte, wenn die Verbindung aus einfachen Ionen aufgebaut wäre.
Ist die gedachte oder tatsächliche Ladung eines Teilchens einer Substanz.
z.B. bei dem Soff MgO hat das Magnesium-Ion die Oxidationszahl +2 und der Sauerstoff -2
Für Oxidationszahlen gibt es folgende Regeln
es gilt für | die Festlegung | Beispiel |
---|---|---|
Atome in Einelementverbindungen im Elementaren Zustand |
Oxidationszahl= ± 0 | ± 0 ± 0 Cu, Cl2 |
Atome in Mehrelementverbindungen |
||
|
Oxidationszahl = stöchiometrische Wertigkeit | +2 -2 Cu O |
|
Oxidationszahl meist = +1 | +1 -2 H2 O |
|
Oxidationszahl meist = -2 | |
Einfache Ionen | Oxidationszahl = Ladung des Ions | +1 -1 Na+; Br- |
Zusammengesetzte Ionen | Summe aller Oxidationszahl = Ladung des Ions | -3 (4×)+1 N H4+ |
Moleküle | Summe aller Oxidationszahlen = ± 0 |
+4 (2×)-2 C O2 |
Elektrisch neutrale Atomgruppen in Molekülen organischer Verbindungen | Summe aller Oxidationszahlen = ± 0 |
-3 (3×)+1 C H3 |
Beispiele für das Setzen von Oxidationszahlen:
CO32- | das Sauerstoff-Ion ist laut Regel -2. Also lässt sich ausrechnen, dass das Kohlenstoff-Ion +4 ist, weil das Ion (CO32-) die Oxidationszahl -2 haben muss |
---|---|
H3PO4 | Als erstes immer die Oxidationszahlen von den Teilchen bestimmen, die laut Regel festgelegt sind. In diesem Fall der Sauerstoff, er bekommt -2 und der Wasserstoff er bekommt +1. Somit bleibt für das Phosphor-Ion +5 übrig, da die Verbindung insgesamt neutral ist, also ±0 als Summe aller Oxidationszahlen erscheinen muss |
Passivierung:
Zn + H2O → Zn(OH)2 + H2
Mg + H2O → Mg(OH)2 + H2
Mg + H2O → Mg(OH)2 + H2
Synproportionierung:
Ich hab nur die Oxidationszahlen geschrieben die wichtig sind zum verstehen!
+2 +5 +4 2 NO + 4 NO3- + 4 H+ → 3N2O4 + 2 H2O +5 -1 ±0 I O3- + 5 I- + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O
Disproportionierung:
Ich habe nur die Oxidationszahlen geschrieben die wichtig sind zum verstehen!
±0 -1 +1 Cl2 + 2 OH- → Cl- + Cl O- + H2O +5 +7 -1 4 Cl O3- → 3 Cl O4- + Cl-
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