Chemiepraktikum für Veterinärmediziner

Oxidieren - Reduzieren

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1 Redoxsysteme (korrespondierende Redoxpaare)

Definition:

Eine Substanz oxidieren bedeutet: der Substanz Elektronen entziehen.

Eine Substanz reduzieren bedeutet: der Substanz Elektronen zuführen.

oder:

Oxidiert werden bedeutet: Elektronen abgeben

Reduziert werden bedeutet: Elektronen aufnehmen

a. Einfache Redoxsysteme:

     Fe²⁺ Fe³⁺ + e^-      (Wechsel der Oxidationsstufe)

Diese Gleichung besagt:

von links nach rechts:

Fe²⁺ gibt ein Elektron ab und geht dabei gleichzeitig in Fe³⁺ über; d.h. also:

Fe²⁺ wird oxidiert

Fe²⁺ ist Elektronendonator

von rechts nach links:

Fe³⁺ nimmt ein Elektron auf und wird damit zu Fe²⁺; d.h. also:

Fe³⁺ wird reduziert

Fe³⁺ ist Elektronenakzeptor

Fe²⁺ (reduzierte Stufe) und Fe³⁺ (oxidierte Stufe) bilden ein korrespondierendes Redoxpaar

Fe2+		Fe3+ + e-
reduzierte Stufe		oxidierte Stufe
Elektronendonator		Elektronenakzeptor
allgemein:      Red		Ox + n e-      (n = 1, 2, 3, ...)

b. Redoxsysteme, die mit Protonenübertragungen gekoppelt sind

                 +7
Beispiel: Mn2+ / MnO4-

Das Mangan in der Oxidationsstufe +7 ist (formal) von vier O^2--Ionen umgeben, die reduzierte Stufe Mn²⁺ dagegen nicht. Beim Übergang Mn⁽⁺⁷⁾O₄^- Mn²⁺ wird der gesamte Sauerstoff von Protonen (H⁺) übernommen (formal: O^2- + 2 H⁺ H₂O; kein Redoxvorgang!)

MnO4- + 8 H+ + 5 e-		Mn2+ + 4 H2O
Ox. + n e-		Red.

Für die Formulierung von Redoxsystemen, die mit Protonenübertragungen gekoppelt sind, gelten folgende Regeln:

1. Die Zahl der ausgetauschten Elektronen ist gleich der Differenz der Oxidationsstufen.
2. Wasserstoffionen stehen auf der oxidierten, H₂O-Molekeln auf der reduzierten Seite.
3. Die Zahl der H₂O-Molekeln ist gleich der Differenz der Anzahl der Sauerstoffatome zwischen oxidierter und reduzierter Form.
4. Die Summe der Ladungen ist auf beiden Seiten gleich.

     Mn2+      |     MnO4-     8 H+     5 e-
     +2       |      -1       +8       -5     | Summe = +2

2 Redoxreaktionen

Beispiel:

1. Oxidation von Fe2+:	Fe2+		Fe3+ + e-    | * 5
2. Reduktion von MnO4-:	MnO4- + 8 H+ + 5 e-		Mn2+ + 4 H2O
3. Redoxreaktion:	MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+		Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+
	(violett)		(farblos)
	Ox.II      Red.I		Red.II      Ox.I

Für die Reduktion des MnO₄^- werden 5 Elektronen benötigt, daher muß Gleichung 1 mit 5 multipliziert werden.

Bei dieser Redoxreaktion nimmt Mn⁽⁺⁷⁾O₄^- also 5 Elektronen auf, die ihm von 5 Fe²⁺ geliefert werden.

Man sagt:

MnO₄^- wird reduziert = nimmt Elektronen auf

Fe²⁺ ist dabei das Reduktionsmittel

und umgekehrt:

Fe²⁺ wird oxidiert = gibt Elektronen ab

MnO₄^- ist dabei das Oxidationsmittel

oder:

MnO₄^- oxidiert das Fe²⁺ zum Fe³⁺

Fe²⁺ reduziert das MnO₄^- zum Mn²⁺

Es gibt also folgende Synonyme:

Reduktionsmittel = reduzierte Stufe eines Redoxpaares = Elektronendonator = gibt Elektronen ab = wird oxidiert = reduziert die oxidierte Stufe eines anderen Redoxpaares.

Oxidationsmittel = oxidierte Stufe eines Redoxpaares = Elektronenakzeptor = nimmt Elektronen auf = wird reduziert = oxidiert die reduzierte Stufe eines anderen Redoxpaares.

Anmerkung: In der (bio-)chemischen Fachsprache ist es unrichtig, das intransitive Wort "oxydieren = verbrennen = Sauerstoff aufnehmen" zu verwenden, etwa in dem Satz "Kupfer oxydiert zu Kupferoxid" im Sinne von "Kupfer verbrennt zu Kupferoxid". Laut Duden ist dieser Satz in der deutschen Umgangssprache zwar richtig, in der Fachsprache hingegen verwendet man nur das transitive Wort oxidieren = (einer anderen Substanz) Elektronen entziehen:

MnO₄^- oxidiert Fe²⁺      =      MnO₄^- entreißt dem Fe²⁺ ein Elektron.

3 Oxidationszahl (= OZ)

1. Atome haben im elementaren Zustand die OZ 0.
2. Die Summe aller OZ in einem Molekül ist 0.
3. Die Summer der OZ in einem Ion ist gleich der Ladung des Ions.
4. Die OZ von H ist +1 (Ausnahmen: in H₂ = 0, in Metallhydriden = -1)
5. Die OZ von O ist -2 (Ausnahmen: in O₂ = 0, in Peroxiden = -1, in OF₂ = +2)
6. Die OZ von Halogen ist -1 (Ausnahmen z.B.: elementare Halogene, IO₃^-, ClO₄^-)

4 Redoxgleichung

	Beispiel
1. Feststellung der Redoxpaare e--liefernd / e--aufnehmend	C2O42- / 2CO2          MnO4- / Mn2+
2. Feststellung der OZ	C(+3)2O42- / 2C(+4)O2          Mn(+7)O4- / Mn(+2) 2+
3. Berücksichtigung der OZ-Änderung Einsetzen von e- auf der Gleichungsseite mit höherer OZ	C2O42- 2CO2 + 2e-          MnO4- + 5e- Mn2+
4. Ladungsausgleich in beiden Teilgleichungen durch - im Sauren: H+ (bzw. H3O+) - im Basischen: OH-	C2O42- 2CO2 + 2e-          MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+
5. Massengleichheit an der Zahl der O-Atome prüfen, evtl. durch Einsetzen von H2O herbeiführen	C2O42- 2CO2 + 2e-          MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+ + 4 H2O
6. Teilgleichungen mit Koeffizienten multiplizieren, damit n*e- für beide Redoxpaare gleich wird	C2O42- 2CO2 + 2e-      | *5 MnO4- + 5e- + 8H+ Mn2+ + 4 H2O      | *2

Die oxidierte Stufe des Redoxpaares mit dem positiveren Potential
reagiert mit
der reduzierten Stufe des Redoxpaares mit dem negativeren Potential

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