RedOx-Reaktionen spielen in der Chemie eine wichtige Rolle, so sind sie die Basis für viele Stoffwechsel- und Verbrennungsvorgänge, technische Produktionsprozesse und Nachweisreaktionen und sie können sogar zum Verschweißen von Gleisen verwendet werden.

Aufstellen und Ausgleichen von RedOx-Reaktionen

Hier wird nun das klassische Schema zur Lösung einer RedOx-Reaktion dargestellt. Als Beispiel wird im Folgenden eine Reaktion verwendet, wie sie auch im Feuerwerk vorkommt. Bestimmt hast du dich schon mal gefragt, wie es zu den Explosionen und Farben beim Feuerwerk kommt. Hier findest du die chemische Erklärung.

1 Aufstellen der Summengleichung

Zuerst müssen die Edukte und Produkte notiert werden um daraus die Summengleichung zu erstellen.

Beispiel

Bei der Reaktion in unserem Beispiel reagiert ein Chlorat-Ion im Sauren mit Schwefel zu einem Chlorid-Ion und Schwefeldioxid. Diese Reaktion ist stark exotherm, wodurch es zur Explosion kommt. Die Farbe entsteht durch die Beigabe von Metallen, beispielsweise Kalium, welches Rot verbrennt.
Die Edukte und Produkte kannst du dir nun markieren und daraus die Summengleichung erstellen.
ClO3 + S  Cl + SO2\displaystyle {\color{1794c1}ClO_3^-}\ +\ {\color{1794c1}S}\ \longrightarrow\ {\color{ff6703}Cl^-}\ +\ {\color{ff6703}SO_2}

2 Bestimmen der Oxidationszahl

Nachdem du die Summenformel aufgestellt hast, musst du alle Oxidationszahlen bestimmen.
Bedenke, dass die Summe der Oxidationszahlen eines Moleküls mit dessen Ladung übereinstimmen muss.
Hier findest du die Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen.

Beispiel  

Bedenke dabei, dass die Summe der Oxidationszahlen der Ladung des Moleküls entsprechen muss.
+VII0I+IVIIClO3+SCl+SO2 \displaystyle \begin{array}{crcrcrcr} \mathrm{}&\textcolor{ff6600}{\small{+V}}\textcolor{006400}{\small{-II}}&&\textcolor{660099}{\small{0}}&&\textcolor{ff6600}{\small{-I}}&&\textcolor{660099}{\small{+IV}}\textcolor{006400}{\small{-II}}\\ \mathrm{}&\textcolor{ff6600}{Cl}\textcolor{006400}{O_3^-}&+&\textcolor{660099}{S}&\longrightarrow&\textcolor{ff6600}{Cl^-}&+&\textcolor{660099}{S}\textcolor{006400}{O_2}\\ \end{array} 

3 Zuordnen der Reaktionspärchen - Einteilung in Teilreaktionen

Wir teilen nun die Gesamtreaktion in die beiden Teilreaktionen Oxidation und Reduktion ein. Es muss anhand der Oxidationszahlen bestimmt werden, zwischen welchen Stoffen die Reduktion und zwischen welchen Stoffen die Oxidation stattfindet. Dieses Vorgehen wird auch als Einteilung von Reaktionspärchen bzw. als Bestimmung von RedOx-Paaren in Chemiebüchern genannt.
Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben, bei der Reduktion werden Elektronen aufgenommen.

Beispiel

In unserem Fall wird Schwefel zu Schwefeldioxid oxidiert und das Chlorat-Ion zu  einem Chlor-Ion reduziert.
Oxidation:  S     SO2\displaystyle \textcolor{009999}{Oxidation}:\ \ S\ ^{ }\ \longrightarrow\ \ \ SO_2^{ }
Reduktion:   ClO3       Cl\displaystyle \textcolor{ff6600}{Reduktion}:\ \ \ ClO_3^{-\ \ }\ \longrightarrow\ \ \ \ Cl^-

4 Einzeichnen der übertragenen Elektronen

Als nächstes werden die übertragenen Elektronen auf die passende Seite der Reaktionsgleichung geschrieben. Abgegebene auf die rechte und Aufgenommene auf die linke Seite.

Beispiel  

Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben, weshalb sie nach der Reaktion auftauchen (also auf der rechten Seite). Die Anzahl der Elektronen kann man an der Differenz der Oxidationszahl ablesen. Bei Schwefel ändert sich die Oxidationszahl von 0 zu +IV, die Differenz ist also 4.
Bei der Reduktion werden Elektronen aufgenommen, weshalb sie nur vor der Reaktion auftauchen (auf der linken Seite). Die Anzahl der Elektronen kann man auch hier an der Differenz der Oxidationszahl ablesen. Chlor hat vorher die Oxidationszahl +V und nach der Reduktion -I, die Differenz ist also 6.
Oxidation:  S     SO2  + 4 e\displaystyle \textcolor{009999}{Oxidation}:\ \ S\ \ \longrightarrow\ \ \ SO_2\ \ +\ \textcolor{009999}{4\ e^-}
Reduktion:   ClO3   + 6 e     Cl\displaystyle \textcolor{ff6600}{Reduktion}:\ \ \ ClO_3^{-\ \ }\ +\ \textcolor{ff6600}{6\ e^-}\ \longrightarrow\ \ \ \ Cl^-

5 Ladungsausgleich

Da es wichtig ist, das bei Reaktionsgleichungen auf beiden Seiten die gleichen Ladungen und Atome vorkommen, müssen die Gleichungen jetzt ausgeglichen werden.
Zuerst kümmern wir uns dabei um den Ladungsausgleich.
Überschüssige Ladungen werden mit H3O+H_3O^+ oder OHOH^-Ionen ausgeglichen. Welche davon verwendet werden, hängt von dem Milieu ab, in welchem die Reaktion stattfindet. Im Sauren wird mit H3O+H_3O^+, im Basischen mit OHOH^-ausgeglichen.

Beispiel

Unsere Reaktion findet im Sauren statt, also werden die negativen Ladungen der Elektronen mit H3O+H_3O^+-Ionen ausgeglichen.
Oxidation:  S     SO2  + 4 e + 4 H3O+\displaystyle \textcolor{009999}{Oxidation}:\ \ S\ \ \longrightarrow\ \ \ SO_2\ \ +\ 4\ e^-\ +\ 4\ H_3O^+
Reduktion:   ClO3   + 6 e + 6 H3O+     Cl\displaystyle \textcolor{ff6600}{Reduktion}:\ \ \ ClO_3^{-\ \ }\ +\ 6\ e^-\ +\ 6\ H_3O^+\ \longrightarrow\ \ \ \ Cl^-

6 Stoffausgleich

Um die Menge der Atome auszugleichen, wird Wasser (H2OH_2O) verwendet, da die meisten RedOx-Reaktionen in wässriger Lösung stattfinden.

Beispiel

Damit die Stoffe ausgeglichen werden können, zählt man am besten die Menge der Sauerstoffatome auf beiden Seiten und addiert auf der Seite, auf der zuwenige sind, entsprechend viele Wasseratome. Allerdings sollte man vorsichtshalber auch die Wasserstoffatome zählen, um sicherzugehen, dass auch diese ausgeglichen sind.
Sollte der Ausgleich nicht so einfach funktionieren, weil beispielsweise die Anzahl der Wasserstoffatome nicht passt, muss man die gesamte Stoffmenge eventuell erhöhen.
Oxidation:  S  + 6 H2O     SO2  + 4 e + 4 H3O+\displaystyle \textcolor{009999}{Oxidation}:\ \ S\ \ +\ 6\ H_2O\ \ \longrightarrow\ \ \ SO_2\ \ +\ 4\ e^-\ +\ 4\ H_3O^+
Reduktion:   ClO3   + 6 e + 6 H3O+     Cl + 9 H2O\displaystyle \textcolor{ff6600}{Reduktion}:\ \ \ ClO_3^{-\ \ }\ +\ 6\ e^-\ +\ 6\ H_3O^+\ \longrightarrow\ \ \ \ Cl^-\ +\ 9\ H_2O

7 Ausgleichen der Elektronen

Nun sollen die beiden Teilgleichungen erneut zusammengeführt werden. Dafür ist es ebenfalls wichtig, das beide Seiten ausgeglichen sind. Um das zu erreichen, betrachten wir die Elektronen und errechnen das kleinste gemeinsame Vielfache (kgV) und multiplizieren die jeweilige Gleichung damit.

Beispiel

In unserem Fall haben wir einmal 4 und einmal 6 Elektronen. Das kgV der beiden ist 12. Dementsprechend muss die Oxidationsgleichung mit 3 multipliziert und die Reduktionsgleichung mit 2 multipliziert werden.
Oxidation:  3 S  + 18 H2O     3 SO2  + 12 e + 12 H3O+\displaystyle \textcolor{009999}{Oxidation}:\ \ 3\ S\ \ +\ 18\ H_2O\ \ \longrightarrow\ \ \ 3\ SO_2\ \ +\ 12\ e^-\ +\ 12\ H_3O^+
Reduktion:   2 ClO3   + 12 e + 12 H3O+     2 Cl + 18 H2O\displaystyle \textcolor{ff6600}{Reduktion}:\ \ \ 2\ ClO_3^{-\ \ }\ +\ 12\ e^-\ +\ 12\ H_3O^+\ \longrightarrow\ \ \ \ 2\ Cl^-\ +\ 18\ H_2O

8 Addition der Teilgleichungen

Nun können beide Teilgleichungen addiert werden. Dafür werden einfach zuerst alle Edukte, dann der Reaktionspfeil und zuletzt alle Produkte aufgeschrieben.

Beispiel

RedOx: 3 S + 18 H2O + 2 ClO3 + 12 e + 12 H3O+  3 SO2 + 12 e  + 12 H3O+ + 2 Cl + 18 H2O\displaystyle \textcolor{ff6600}{Red}\textcolor{009999}{Ox}:\ 3\ S\ +\ 18\ H_2O\ +\ 2\ ClO_3^-\ +\ 12\ e^-\ +\ 12\ H_3O^+\ \longrightarrow\ 3\ SO_2\ +\ 12\ e^{-\ }\ +\ 12\ H_3O^+\ +\ 2\ Cl^-\ +\ 18\ H_2O

9 Kürzen der Gesamtgleichung

Diese Reaktionsgleichung sieht nun etwas komplex aus. Das lässt sich aber einfach beheben. Ähnlich wie in der Mathematik kann man hier alles wegkürzen, was auf beiden Seiten vorkommt.

Beispiel

Die Elektronen können natürlich immer weggekürzt werden, da wir diese ja bereits ausgeglichen haben. In unserem Fall können dann außerdem die H3O+H_3O^+-Ionen und die H2OH_2O-Moleküle weggekürzt werden, da davon auf beiden Seiten gleich viele sind.

RedOx: 3 S + 18 H2O + 2 ClO3 + 12 e + 12 H3O+  3 SO2 + 12 e  + 12 H3O+ + 2 Cl + 18 H2O\displaystyle \textcolor{ff6600}{Red}\textcolor{009999}{Ox}:\ 3\ S\ +\ \textcolor{cc0000}{18\ H_2O}\ +\ 2\ ClO_3^-\ +\ \textcolor{cc0000}{12\ e^-}\ +\ \textcolor{cc0000}{12\ H_3O^+}\ \longrightarrow\ 3\ SO_2\ +\ \textcolor{cc0000}{12\ e^{-\ }}\ +\ \textcolor{cc0000}{12\ H_3O^+}\ +\ 2\ Cl^-\ +\ \textcolor{cc0000}{18\ H_2O}
RedOx: 3 S + 2 ClO3   3 SO2 + 2 Cl \displaystyle \textcolor{ff6600}{Red}\textcolor{009999}{Ox}:\ 3\ S\ +\ 2\ ClO_3^-\ \ \longrightarrow\ 3\ SO_2\ +\ 2\ Cl^-\

Fertig

Und schon haben wir unsere vollständig ausgeglichene RedOx-Reaktionsgleichung.
Eine ausführlichere Erklärung kannst du in dem Kurs RedOx-Reaktionen finden.
Quelle:
Quelle:
Binnewies, M., Jäckel, M., Willner, H., & Rayner-Canham,G. (2011). Allgemeine und Anorganische Chemie (2 Ausg.). Heidelberg:Spektrum Akademischer Verlag.
Kommentieren Kommentare

wolfgang 2020-04-28 06:53:57+0200
Sehr übersichtlich. Da du das ganze an einem Beispiel mit Feuerwerk erklärst, fände ich am Ende ein Bild von eben diesen sehr schön. So nach dem Motto: Herzlichen Glückwunsch! Du kannst jetzt RedOx Gleichungen aufstellen. Das feiern wir mit einem Feuerwerk. :D

Ansonsten bin ich nur am Absatz "Fertig" hängen geblieben.:
Der Bereich spricht mich als Lernenden nicht an und ist auch zu dicht mit Fachwörtern gespickt, als dass ich hätte folgen können. Wenn ich es richtig verstehe dann, kann man bei RedOx Reaktione auch noch Ionen und Aggregatszustände berücksichtigen (sozusagen als Level 2). Hier würde ich entweder noch eine Beispielsaufgabe jeweils dazu einbinden oder in einem separaten Artikel auf redOX mit Aggregatszustand verweisen, wo man auf die zusätzlichen Komplikationen eingeht.
Noch zwei Kleinigkeiten:
Didaktische Reduktion verlinkt auf diesen Artikel hier.
Würde bei der Kursverlinkung eher schreiben: eine ausführliche Einführung zu RedOx Reaktion findest du hier.
WandaPaetzold 2020-04-28 10:57:11+0200
Die Idee mit dem Bild ist super, habe ich direkt umgesetzt. Der Fertig Absatz hat mir so auch nicht gefallen. Ich habe das auch wieder herausgenommen. Ich finde diese Erklärung für Schüler erstmal nicht hilfreich. Auf die Ionen wird im Kurs noch eingegangen und die Aggregatszustände machen bei der Reaktionsgleichung ja gar keinen Unterschied. Das die erwähnt werden können fände ich in einem Allgemeinen Artikel zu Reaktionsgleichungen besser aufgehoben.
Danke für dein Feedback!
Antwort abschicken