Eine Redoxreaktion<\/strong> besteht aus zwei Teilreaktionen:<\/p>\n Die Oxidation ist die Reaktion, bei der Elektronen abgegeben werden; die Reduktion ist die Reaktion, bei der Elektronen aufgenommen werden.<\/p>\n Weitere wichtige Begriffe in diesem Zusammenhang sind Oxidationsmittel und Reduktionsmittel. Ein Oxidationsmittel ist ein Teilchen, das einen anderen Stoff oxidiert, also Elektronen aufnimmt und selbst reduziert wird. Ein Reduktionsmittel ist ein Teilchen, das einen anderen Stoff reduziert, also Elektronen abgibt und selbst oxidiert wird.<\/p>\n Redoxreaktionen sind, wie die Protonen\u00fcberg\u00e4nge, umkehrbar und somit Gleichgewichtsreaktionen. Daher gibt es auch hier korrespondierende Redoxpaare.<\/p>\n Redoxreaktionen geh\u00f6ren zu den wichtigsten Reaktionsarten in der Chemie. Im Folgenden wird das Aufstellen einer Redoxreaktion an einem Beispiel schrittweise erkl\u00e4rt.<\/p>\n Beispiel:<\/strong> Dichromat-Ionen reagieren mit Iodid-Ionen zu Iod und Chrom(III)-Ionen. Die Reaktion findet im sauren pH-Wert-Bereich statt.<\/p>\n Betrachten wir zun\u00e4chst die Reaktion von Dichromat zu Chrom(III).<\/strong><\/p>\n 1. Bestimmen der Oxidationszahlen<\/strong> Chrom-(III): Cr^3+ Es liegt hier nur ein Atom vor (und nicht wie bei Dichromat mehrere), weshalb die Ladung auch gleichzeitig die Oxidationszahl (+III) darstellt.<\/p>\n 2. Bestimmen der Oxidation bzw. Reduktion<\/strong><\/p>\n Von Dichromat zu Chrom-(III) \u00e4ndert sich die Oxidationszahl von +VI auf +III, wird also reduziert. Wir sprechen hier von Reduktion.<\/p>\n 3. Mengenausgleich der oxidierten bzw. reduzierten Teilchen<\/strong> Da auf der linken Seite zwei Chrom-Atome stehen, ben\u00f6tigen wir auf der rechten Seite ebenfalls zwei und gleichen mithilfe eines Koeffizienten aus.<\/p>\n \\begin{align*} 4. Ausgleich der Oxidationszahl durch Elektronen<\/strong> Wir haben jeweils zwei Atome und verdoppeln daher auch die Oxidationszahlen.<\/p>\n Indem wir die Gleichung auf der linken Seite um minus sechs erweitern, entsteht eine wahre Aussage: Auf der linken Seite werden sechs Elektronen ben\u00f6tigt.<\/p>\n 5. Ausgleichen der echten Ladungen durch H3O^+ Ionen und OH^- Ionen<\/strong><\/p>\n Nun werden die echten Ladungen ausgeglichen. Da die Reaktion im sauren stattfindet, gleichen wir mit H3O+ (einfach positiv geladene Teilchen) aus.<\/p>\n Wir stellen wieder den Vergleich zu einer mathematischen Gleichung her:<\/p>\n Indem wir die Gleichung auf der linken Seite um +14 erweitern, entsteht eine wahre Aussage. Auf der linken Seite werden 14 H3O+-Ionen ben\u00f6tigt.<\/p>\n \\begin{align*} 6. Stoffausgleich mit H2O<\/strong> Wenn wir die Reaktionsgleichung betrachten, f\u00e4llt auf, dass rechts weder Sauerstoff- noch Wasserstoff-Atome vorkommen. Diese k\u00f6nnen wir aber mithilfe von Wasser erg\u00e4nzen. Dazu z\u00e4hlen wir die Anzahl der Sauerstoffatome auf der linken Seite.<\/p>\n \\begin{array}{lr} Da in einem Wassermolek\u00fcl ein Sauerstoff-Atom gebunden ist, ben\u00f6tigen wir auf der rechten Seite 21 Wassermolek\u00fcle. Um alles noch einmal zu \u00fcberpr\u00fcfen, k\u00f6nnen wir die Anzahl der WasserstoffAtome auf beiden Seiten vergleichen. Diese m\u00fcssen ebenfalls \u00fcbereinstimmen. Sollte dies nicht der Fall sein, haben wir einen Fehler gemacht.<\/p>\n \\begin{array}{lll} Hier liegen auf beiden Seiten gleich viele Wasserstoff-Atome vor, also ist alles korrekt und die Reduktionsreaktion fertig.<\/p>\n Die erste Teilreaktion haben wir jetzt geschafft. Die Reaktion von Iodid zu Iod l\u00e4uft nach demselben Prinzip ab.<\/p>\n 1. Bestimmen der Oxidationszahlen<\/strong> Iod: I2<\/strong> 2. Bestimmen der Oxidation bzw. Reduktion<\/strong> Von Iodid zu Iod \u00e4ndert sich die Oxidationszahl von -I auf 0, wird also gr\u00f6\u00dfer. Es handelt sich um Oxidation!<\/p>\n 3. Mengenausgleich der oxidierten bzw. reduzierten Teilchen<\/strong> Da auf der rechten Seite zwei Iod-Atome stehen, ben\u00f6tigen wir auf der linken Seite auch zwei und gleichen mithilfe eines Koeffizienten aus.<\/p>\n 4. Ausgleichen der Oxidationszahlen durch Elektronen<\/strong> Indem wir die Gleichung auf der rechten Seite minus zwei addieren, entsteht die wahre Aussage, dass auf der rechten Seite zwei Elektronen ben\u00f6tigt werden.<\/p>\n \\begin{align*} 5. Ausgleich der echten Ladung durch H3O+ -Ionen<\/strong><\/p>\n Betrachten wir die echten Ladungen auf beiden Seiten, so stellen wir fest, dass sowohl auf der linken als auch auf der rechten Seite jeweils zwei negative Ladungen vorliegen. Die Ladungen stimmen dementsprechend \u00fcberein und wir m\u00fcssen nichts mehr ausgleichen.<\/p>\n 6. Stoffausgleich mit H2O<\/strong> Jetzt haben wir beide Teilgleichungen, Reduktion und Oxidation, fertiggestellt. In einem letzten Schritt fassen wir nun die beiden Teilgleichungen zu einer Gesamtgleichung, der Redoxgleichung, zusammen.<\/p>\n 7. Zusammenschreiben zur Redox-Gleichung<\/strong> \\begin{array}{lccc} Bei der Reduktion werden sechs Elektronen aufgenommen, bei der Oxidation jedoch nur zwei abgegeben. Daher muss die Oxidation dreimal ablaufen, sodass die Reduktion einmal ablaufen kann. Was bedeutet das f\u00fcr das Aufstellen der Redoxgleichung?<\/p>\n Die gesamte Oxidationsgleichung muss mit drei multipliziert werden, bei der Reduktion m\u00fcssen wir nichts mehr tun.<\/p>\n \\begin{array}{lcccl} Jetzt haben wir bei beiden Teilgleichungen sechs Elektronen vorliegen und k\u00f6nnen alles als Ganzes zusammenschreiben:<\/p>\n \\begin{align*} Als allerletztes streichen wir alle Teilchen, die auf der linken und rechten Seite gleich sind, weg. Das machen wir, da die Teilchen nach der Reaktion unver\u00e4ndert vorliegen und entsprechend nicht an der Reaktion beteiligt sind. Somit werden sie einfach weggelassen. In diesem Fall gilt das lediglich f\u00fcr die Elektronen. Diese m\u00fcssen unbedingt auf beiden Seiten wegfallen, da wir sonst beim Erweitern einen Fehler gemacht haben. Die Gesamtgleichung der Redoxreaktion lautet nach dem Wegstreichen der Elektronen:<\/p>\n \\begin{align*} H\u00e4tten wir auf beiden Seiten Wasserteilchen und\/oder Oxoniumionen, w\u00fcrden wir diese ebenfalls wegstreichen.<\/p>\n Beispiel:<\/strong>Betrachten wir die Reaktion von Methanol mit Dichromat zu Kohlenstoffdioxid und Chrom(III). Nachdem wir die einzelnen Teilgleichungen zu einer Gesamtgleichung zusammengefasst und die Elektronen weggestrichen haben, erhalten wir folgende Redoxgleichung, bei der wir noch die Wassermolek\u00fcle und die Oxoniumionen wegstreichen m\u00fcssen, die nicht an der Reaktion beteiligt sind:<\/p>\n \\begin{array}{rcll} Bei einer Redoxreaktion handelt es sich um eine chemische Reaktion, bei der Elektronen von einem Reaktionspartner auf den anderen \u00fcbergehen. \u00c4hnlich wie bei den Protonen\u00fcberg\u00e4ngen gibt es auch hier einen Elektronendonator und einen Elektronenakzeptor. Wichtig ist, dass Elektronen nur abgegeben werden k\u00f6nnen, wenn es ein Teilchen gibt, welches diese aufnehmen kann. Die Oxidation ist die […]<\/p>\n","protected":false},"author":3,"featured_media":0,"parent":9325,"menu_order":0,"comment_status":"closed","ping_status":"closed","template":"","meta":[],"categories":[54],"tags":[],"yoast_head":"\n\n
![\"Korrespondierende](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Korrespondierende-Redoxpaare.jpg\")
<\/p>\n\n
\n![\"Bestimmen](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Bestimmen-der-Oxidationszahl.jpg\")
<\/p>\n\n
![\"Weitere](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Weitere-Bestimmung-der-Oxidationszahl.jpg\")
<\/p>\n
\nAuch hier m\u00fcssen die Oxidationszahlen aufsummiert die Gesamtladung ergeben.<\/p>\n![\"\"](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2021\/02\/bil_redox2.jpg\")
<\/p>\n
\nAuf beiden Seiten des Reaktionspfeils muss am Ende die gleiche Anzahl an Atomen jeder Sorte stehen (Massenerhaltung). Die Atomsorte, bei der sich die Oxidationszahl \u00e4ndert, muss gleich zu Beginn ausgeglichen werden.<\/p>\n![\"Mengenausgleich](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Mengenausgleich-der-oxidierten-bzw.-reduzierten-Teilchen.jpg\")
<\/p>\n
\n{Cr_2O_7^{2-}} \\rightarrow {2 Cr^{3+}}
\n\\end{align*}<\/p>\n
\nDie Oxidationszahlen m\u00fcssen nun mithilfe von Elektronen (einfach negativ geladene Teilchen) ausgeglichen werden. Wir stellen uns das Ganze dazu wie eine mathematische Gleichung vor, die wir mit einer negativen Zahl so erweitern m\u00fcssen, dass eine wahre Aussage entsteht.<\/p>\n![\"Ausgleich](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Ausgleich-der-Oxidationszahl-durch-Elektronen.jpg\")
<\/p>\n![\"Auslgeich](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Auslgeich-der-Echten-Ladung.jpg\")
<\/p>\n
\n{Cr_2O_7^{2-}} \\ + \\ {6e^{-}} \\ + \\ 14 {H_3O^{+}} \\rightarrow {2 Cr^{3+}}
\n\\end{align*}<\/p>\n
\nIn Punkt drei haben wir bereits erw\u00e4hnt, dass auf beiden Seiten des Reaktionspfeils am Ende die gleiche Anzahl an Atomen jeder Sorte stehen muss.<\/p>\n
\n7 \\ \\text{Sauerstoff-Atome im Dichromat} & 7 \\\\
\n14 \\ {H_3O^{+}} \\text{mit jeweils einem Sauerstoff-Atom} & + 14 \\\\
\n\\hline
\n\\text{Anzahl der Sauerstoff-Atome links} & 21
\n\\end{array}<\/p>\n
\n\\begin{align*}
\n{Cr_2O_7^{2-}} \\ + \\ {6e^{-}} \\ + \\ 14 {H_3O^{+}} \\quad \\rightarrow \\quad 21 {H_2O} \\ + \\ {2 Cr^{3+}}
\n\\end{align*}<\/p>\n
\n\\text{Links:} & 14 \\ {H_3O^{+}} \\text{mit je 3 Wasserstoff-Atomen} & 14 \\cdot 3 = 42 \\\\
\n\\text{Rechts:} & \\text{21 Wassermolek\u00fcle mit je 2 Wasserstoff-Atomen} & 21 \\cdot 2=42
\n\\end{array}<\/p>\n
\nIodid: I\u2013<\/strong>
\nAuch hier gilt die Regel, dass alle Oxidationszahlen aufsummiert die Ladung des Teilchens ergeben m\u00fcssen. Da hier nur ein Atom vorliegt, entspricht die Oxidationszahl dieses Atoms genau der Ladung des Ions, n\u00e4mlich minus eins.<\/p>\n
\nHier handelt es sich um das elementare Iod. Die Ladung betr\u00e4gt hier Null, weshalb die Oxidationszahlen aufsummiert Null ergeben m\u00fcssen. Da wir zwar zwei Atome gebunden haben, diese jedoch von der gleichen Sorte sind und somit die gleiche Oxidationszahl haben, muss die Oxidationszahl Null sein. Im Allgemeinen k\u00f6nnen wir sagen, dass Stoffe, die elementar vorliegen, immer die Oxidationszahl Null haben.<\/p>\n
\n![\"\"](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Iod-Oxidationszahl-bestimmen.jpg\")
<\/p>\n
\nAuf beiden Seiten des Reaktionspfeils m\u00fcssen am Ende die gleiche Anzahl an Atomen jeder Sorte stehen (Massenerhaltung). Die Atomsorte, bei der sich die Oxidationszahl \u00e4ndert, muss gleich zu Beginn ausgeglichen werden.<\/p>\n![\"Iod](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Iod-Oxidationszahl-bestimmen-Schritt-3.jpg\")
<\/p>\n
\nDie Oxidationszahlen werden erneut mithilfe von Elektronen ausgeglichen. Das k\u00f6nnen wir ebenfalls auf eine mathematische Gleichung \u00fcbertragen, wobei wir darauf achten m\u00fcssen, dass, wie bei der Reduktion, jeweils zwei Atome vorhanden sind und daher auch die Oxidationszahlen verdoppelt werden.<\/p>\n![\"Ionen](\"https:\/\/www.studyhelp.de\/online-lernen\/wp-content\/uploads\/2018\/10\/Ionen-Oxidationszahl-bestimmen-Schritt-3.jpg\")
<\/p>\n
\n{2I^{-}} \\quad \\rightarrow \\quad {I_2} \\ + {2e^{-}}
\n\\end{align*}<\/p>\n
\nIn diesem Fall sind auch bereits alle Stoffmengen ausgeglichen, sodass nicht mehr mit Wasser ausgeglichen werden muss.<\/p>\n
\nDa es sich bei einer Redoxreaktion um einen Elektronen\u00fcbergang handelt, muss die Anzahl der an der Reaktion beteiligten Elektronen in der Reduktion und der Oxidation \u00fcbereinstimmen. Dazu betrachten wir noch einmal die beiden Teilgleichungen:<\/p>\n
\n\\text{Red.:} & {Cr_2O_7^{2-}} \\ + {6e^{-}} \\ + 14 {H_3O^{+}} & \\quad \\rightarrow & \\quad 21 \\ {H_2O} \\ + {2 Cr^{3+}} \\\\
\n\\text{Ox.:} & {2I^{-}} & \\quad \\rightarrow & \\quad {I_2} \\ + \\ {2 e^{-}}
\n\\end{array}<\/p>\n
\n\\text{Ox.:} & {2I^{-}} & \\rightarrow & {I_2} \\ + {2 e^{-}} & |\\cdot 3 \\\\
\n& {6I^{-}} & \\rightarrow & {3I_2} \\ + {6 e^{-}} &
\n\\end{array}<\/p>\n
\n{Cr_2O_7^{2-}} \\ + {6e^{-}} \\ + \\ 14 \\ {H_3O^{+}} \\ + \\ {6I^{-}} \\rightarrow \\ 21 \\ {H_2O} \\ + \\ {2 Cr^{3+}} \\ + \\ {3I_2} \\ + \\ {6 e^{-}}
\n\\end{align*}<\/p>\n
\n{Cr_2O_7^{2-}} \\ + 14 \\ {H_3O^{+}} \\ + \\ {6I^{-}} \\rightarrow \\ 21 \\ {H_2O} \\ + \\ {2 Cr^{3+}} \\ + \\ {3I_2}
\n\\end{align*}<\/p>\n
\n{CH_3OH} \\ + \\ {7H_2O} \\ + \\ {Cr_2O_7^{2-}} \\ + \\ {14 H_3O^{+}} \\ & \\rightarrow & {CO_2} \\ + \\ {6H_3O} \\ + \\ {2Cr^{3+}} \\ + \\ {21 H_2O } & \\quad |-7 {H_2O} \\\\
\n{CH_3OH} \\ + {Cr_2O_7^{2-}} \\ + \\ {14 H_3O^{+}} \\ & \\rightarrow & \\ {CO_2} \\ + \\ {6H_3O} \\ + \\ {2Cr^{3+}} \\ + \\ {14 H_2O } & \\quad |-6 {H_3O^{+}} \\\\
\n{CH_3OH} \\ + \\ {Cr_2O_7^{2-}} \\ + \\ {8 H_3O^{+}} \\ & \\rightarrow & \\ {CO_2} \\ + \\ {2Cr^{3+}} \\ + \\ {14 H_2O } &
\n\\end{array}<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"