Stelle zu folgender chemischen Reaktion zunächst die Reaktionsgleichung auf und arbeite daran die gelernte Schrittfolge zur Bestimmung der RedOx-Gesamtreaktion ab:
Permanganationen (MnO4MnO_4^-) reagieren im sauren Milieu mit Chloridionen zu elementarem Chlor und Mangan(II)-Ionen.

Für diese Aufgabe benötigst Du folgendes Grundwissen: RedOx-Reaktionen

Hier nocheinmal das Lösungsschema für RedOx-Reaktionen:
  1. Summengleichung aufstellen
  2. Bestimmung der Oxidationszahl
  3. Zuordnung der Reaktionspärchen
  4. Einzeichnen der übertragenen Elektronen
  5. Ladungsausgleich
  6. Stoffausgleich
  7. Ausgleich der Elektronen
  8. Addition der Teilgleichungen
  9. Kürzen der Gesamtgleichung

1) Summengleichung aufstellen

2) Bestimmen der Oxidationszahlen

Das Manganatom erhält die Oxidationszahl +VII, da das Manganation einfach negativ geladen ist, die Summe seiner Oxidationszahlen somit -I ergeben muss, und vier Sauerstoffatome enthalten sind, welche jeweils die Oxidationszahl -II besitzen.
Die Oxidationszahl des Chlor-Ions und des Mangan-Ions entspricht deren Ladung.
Elementares Chlor hat die Oxidationszahl 0.

3) Zuordnung der Reaktionspärchen

Die Oxidationszahl des Manganatoms verringert sich, Mangan wird reduziert. Die der Chloratome erhöht sich, Chlor wird oxidiert.
Ox: 2 Cl   Cl2  \displaystyle Ox:\ 2\ Cl^{-\ }\ \longrightarrow\ Cl_{2\ }\
Red: MnO4  Mn2+\displaystyle Red:\ MnO_4^-\ \longrightarrow\ Mn^{2+}

4) Einzeichnen der übertragenen Elektronen


Jedes Chloratom gibt ein Elektron ab, somit erhöht sich die Oxidationszahl jeweils von -I auf 0.
Ox: 2 Cl   Cl2  + 2 e\displaystyle Ox:\ 2\ Cl^{-\ }\ \longrightarrow\ Cl_{2\ }\ +\ 2\ e^-
Das Manganatom nimmt fünf Elektronen auf und verringert seine Oxidationszahl somit von +VII auf +II.
Red: MnO4  + 5 e  Mn2+\displaystyle Red:\ MnO_4^-\ \ +\ 5\ e^{-\ }\longrightarrow\ Mn^{2+}

5) Ladungsausgleich

Im nächsten Schritt müssen die Ladungen in den Reaktionsgleichungen ausgeglichen werden. Diese Reaktion findet in saurem Milieu statt, das heißt es wird mit H3O+H_3O^+-Ionen ausgeglichen.
Ox: 2 Cl   Cl2  + 2 e\displaystyle Ox:\ 2\ Cl^{-\ }\ \longrightarrow\ Cl_{2\ }\ +\ 2\ e^-
In der Oxidationsreaktion sind die Ladungen bereits ausgeglichen.
Red: MnO4  + 5 e  + 8 H3O+   Mn2+\displaystyle Red:\ MnO_4^-\ \ +\ 5\ e^{-\ }\ +\ 8\ H_3O^{+\ \ }\longrightarrow\ Mn^{2+}
Hier müssen Ladungen ausgeglichen werden. Zähle dazu am besten wieviele Ladungen du auf jeder Seite hast und gleiche danach aus.

6) Stoffausgleich

Nun muss noch die Anzahl der Atome auf beiden Seiten der Gleichung ausgeglichen werden.
Ox: 2 Cl   Cl2  + 2 e\displaystyle Ox:\ 2\ Cl^{-\ }\ \longrightarrow\ Cl_{2\ }\ +\ 2\ e^-
Hier muss nicht ausgeglichen werden.
Red: MnO4  + 5 e  + 8 H3O+   Mn2+ + 12 H2O\displaystyle Red:\ MnO_4^-\ \ +\ 5\ e^{-\ }\ +\ 8\ H_3O^{+\ \ }\longrightarrow\ Mn^{2+}\ +\ 12\ H_2O

7) Ausgleich der Elektronen

Zunächst vergleicht man die abgegebenen Elektronen bei der Oxidation mit den aufgenommenen bei der Reduktion. Dabei fällt auf, dass nur zwei Elektronen abgegeben werden, aber fünf aufgenommen werden. Damit die Anzahl übereinstimmt, musst man also die Oxidationsgleichung mit 5 multiplizieren und die Reduktionsgleichung mit 2.
Nun stimmt die Elektronenanzahl bei Oxidation und Reduktion überein:

8) Aufstellen der Gesamtgleichung

Um die Gesamtgleichung aufzustellen müssen einfach beide Reaktionsgleichungen zusammengefasst werden.

9) Kürzen der Gesamtgleichung

Nun kann alles gekürzt werden, was auf beiden Seiten der Gleichung vorkommt.