Oxidation und Reduktion
Nicht der Sauerstoff entscheidet, sondern die Elektronen: Wer Elektronen abgibt, wird oxidiert — wer sie aufnimmt, wird reduziert.
Oxidation
Abgabe von Elektronen; das Teilchen wird positiver. Hauptgruppen-Metalle geben so viele Elektronen ab, wie die Gruppennummer angibt. Elektronen stehen rechts.
Reduktion
Aufnahme von Elektronen; das Teilchen wird negativer. Nichtmetalle bilden Anionen mit Edelgas-Elektronenzahl, Metall-Ionen werden wieder zu Atomen. Elektronen stehen links.
Redoxreaktion
Oxidation und Reduktion laufen immer gleichzeitig ab. Die Faktoren der Teilgleichungen liefert das kgV der Elektronenzahlen; danach kürzen sich die Elektronen.
Oxidations- und Reduktionsmittel
Das Reduktionsmittel ist der Elektronendonator und wird selbst oxidiert. Das Oxidationsmittel ist der Elektronenakzeptor und wird selbst reduziert.
\(\mathrm{Br_2}+\mathrm{2\,e^-}\longrightarrow\mathrm{ 2\,Br^-}\)
Klasse 8 und Klasse 10 passen zusammen
Die alte Sauerstoff-Definition ist ein Sonderfall: Bei \(\mathrm{2\,Cu}+\mathrm{O_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,CuO}\) gibt Kupfer Elektronen an Sauerstoff ab, bei \(\mathrm{CuO}+\mathrm{H_2}\longrightarrow\mathrm{ Cu}+\mathrm{H_2O}\) nehmen die \(\mathrm{Cu^{2+}}\)-Ionen Elektronen auf. Der Elektronenbegriff gilt zusätzlich für Reaktionen ganz ohne Sauerstoff, z. B. \(\mathrm{2\,Na}+\mathrm{Cl_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,NaCl}\).
Die Redoxreihe der Metalle
Taucht man ein Metall in die Salzlösung eines anderen, zeigt ein Belag, wer wem Elektronen abgibt. So entsteht die Redoxreihe.
Der Versuch
Eisen in Kupfersulfatlösung: rotbrauner Kupferbelag, die blaue Farbe verblasst. Umgekehrt (Kupfer in Eisensalzlösung): keine Reaktion.
Die Reihe
Links unedle Metalle: ihre Atome geben leicht Elektronen ab (starke Reduktionsmittel). Rechts edle Metalle: ihre Ionen nehmen leicht Elektronen auf (starke Oxidationsmittel).
Vorhersage
Ein Metall reagiert mit den Ionen aller Metalle, die rechts von ihm stehen. Je weiter die beiden auseinanderstehen, desto heftiger meist die Reaktion.
Metalle und Säuren
Metalle links von \(\mathrm{H_2}\) geben Elektronen an Oxonium-Ionen ab und bilden Wasserstoff. Kupfer, Silber und Gold reagieren mit Salzsäure nicht.
Edel und unedel sind relativ
Kupfer ist edel gegenüber Zink, aber unedel gegenüber Silber: \(\mathrm{Cu}+\mathrm{2\,Ag^+}\longrightarrow\mathrm{ Cu^{2+}}+\mathrm{2\,Ag}\). Eine Opferanode aus Magnesium oder Aluminium schützt Eisen, weil sie ihre Elektronen zuerst abgibt.
Bindungen spalten und bilden
Bei jeder Reaktion bleiben die Atome erhalten; nur die Bindungen ändern sich. Die Energiebilanz folgt aus den Bindungsenergien.
Spalten
Um eine Bindung zu trennen, muss Energie aufgewendet werden. Die Bindungsenergie gilt für 1 mol Bindungen; Mehrfachbindungen sind stärker (N≡N: 945 kJ/mol).
Bilden
Entsteht eine Bindung, wird genau so viel Energie frei, wie ihr Spalten kosten würde. Zum Zählen der Bindungen braucht man die Lewis-Formeln und die ausgeglichene Gleichung.
Energiebilanz
Gedanklich alle Eduktbindungen spalten, dann alle Produktbindungen bilden. Die Differenz ist die Reaktionsenergie für den Formelumsatz der Gleichung.
Exotherm oder endotherm
\(\Delta E<0\): exotherm, Energie wird abgegeben. \(\Delta E>0\): endotherm, das Spalten kostet mehr, als das Bilden liefert. Auch exotherme Reaktionen brauchen oft Aktivierungsenergie (Funke).
Rückreaktion: gleicher Betrag, anderes Vorzeichen
Bei der Rückreaktion werden dieselben Bindungen beteiligt, nur mit vertauschten Rollen. Deshalb gilt für \(\mathrm{2\,HF}\longrightarrow\mathrm{ H_2}+\mathrm{F_2}\) genau \(\Delta E=+539\) kJ.
Das Donator-Akzeptor-Prinzip
Säure-Base-Reaktionen (Kapitel 3) und Redoxreaktionen folgen demselben Muster: Ein Teilchen gibt ab, ein anderes nimmt gleichzeitig auf.
Protonenübergang
Säure-Base-Reaktion: Die Säure ist Protonendonator, die Base Protonenakzeptor. Ladungen der übrigen Atome bleiben gleich.
Elektronenübergang
Redoxreaktion: Das Reduktionsmittel ist Elektronendonator, das Oxidationsmittel Elektronenakzeptor. Atome werden zu Ionen oder Ionen ändern ihre Ladung.
Korrespondierende Paare
Säure und korrespondierende Base unterscheiden sich um ein Proton, Reduktionsmittel und Oxidationsmittel eines Redoxpaars um Elektronen.
Reaktionen einordnen
Prüffrage: Wandert ein Proton oder ändern Atome ihre Ladung durch Elektronen? Lagern sich Ionen nur zusammen (Fällung), ist es keins von beiden.
Säure beteiligt heißt nicht Säure-Base
Unedle Metalle reagieren mit Säuren zu Wasserstoff: \(\mathrm{Zn}+\mathrm{2\,H_3O^+}\longrightarrow\mathrm{ Zn^{2+}}+\mathrm{H_2}+\mathrm{2\,H_2O}\) ist eine Redoxreaktion — die Oxonium-Ionen nehmen hier Elektronen auf.
Die Regeln, an denen die Punkte hängen
Diese drei Stellen kosten in der Arbeit am häufigsten Punkte.
Ladungsbilanz jeder Teilgleichung
Bei der Oxidation stehen die Elektronen rechts, bei der Reduktion links. Links und rechts muss dieselbe Gesamtladung stehen: \(\mathrm{Fe}\longrightarrow\mathrm{ Fe^{3+}}+\mathrm{3\,e^-}\) — \(0=+3-3\). Zweiatomige Nichtmetalle (\(\mathrm{Cl_2}\), \(\mathrm{O_2}\), \(\mathrm{I_2}\)) als Molekül schreiben.
Mittel nicht vertauschen
Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird oxidiert; das Oxidationsmittel nimmt sie auf und wird reduziert. Eselsbrücke: Das Mittel bewirkt beim Partner, was ihm selbst gerade nicht passiert.
Vollständig zählen, Vorzeichen deuten
Beim Rechnen mit Bindungsenergien alle Bindungen aller Teilchen zählen — auch die Koeffizienten der Gleichung. Dann \(\Delta E=E_{\text{Spalten}}-E_{\text{Bilden}}\) und das Vorzeichen deuten: negativ heißt exotherm.