2. Redoxreaktionen 1. Definition der Redoxbegriffe Versuch ...

Chemie – 2. Redoxreaktionen 1
2. Redoxreaktionen
1. Definition der Redoxbegriffe
Versuch: Verbrennung eines Stücks Magnesiumband
Es entsteht ein weißes Pulver mit Namen Magnesiumoxid
Magnesium + Sauerstoff + Aktivierungsenergie
2 Mg + O 2 + E A
Magnesiumoxid + Energie
2 MgO + E
Oxidation = Reaktion mit Sauerstoff
1. Die gasförmigen Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Fluor, Chlor, Brom und
Iod liegen in der Natur als zweiatomige Moleküle vor, da das Auffüllen der äußeren
Schale durch Elektronenpaarbindung erfolgt:
Wasserstoff H 2
H-H
Halogene F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 Hal-Hal
Sauerstoff O 2 O=O
Stickstoff N 2 N-N
2. Ein Magnesium – Atom gibt zwei Elektronen ab, ein Sauerstoff – Atom nimmt zwei
Elektronen auf (Begründung: Stellung im PSE):
Mg Mg 2+ + 2 e -
O + 2 e - O 2-
Somit ergibt sich die Reaktionsgleichung aus der Verdopplung:
2 Mg 2 Mg 2+ + 4 e -
O 2 + 4 e - 2 O 2-
Addition der beiden Gleichungen:
2 Mg + O 2 2 Mg 2+ + 2 O 2- = 2 MgO
Tausche in der Reaktionsgleichung Sauerstoff gegen Chlor.
Magnesium + Chlor + Aktivierungsenergie
Mg + Cl 2 + E A
?
Magnesiumchlorid + Energie
MgCl 2 + E

Chemie – 2. Redoxreaktionen 2
1. Ein Magnesium – Atom gibt zwei Elektronen ab, ein Chlor – Atom nimmt ein Elektronen
auf (Begründung: Stellung im PSE):
Mg Mg 2+ + 2 e -
Cl + e - Cl -
Somit ergibt sich die Reaktionsgleichung aus der Verdopplung:
Mg Mg 2+ + 2 e -
Cl 2 + 2 e - 2 Cl -
Addition der beiden Gleichungen:
Mg + Cl 2 Mg 2+ + 2 Cl - = MgCl 2
2. Da die beiden Reaktionen leicht vergleichbar sind nennt man auch hier die Reaktion
des Magnesiums eine Oxidation.
Neufassung der Begriffe:
Oxidation Elektronenabgabe Mg Mg 2+ + 2 e -
Reduktion Elektronenaufnahme Cl 2 + 2 e - 2 Cl -
Redoxreaktion Elektronenübergang Mg + Cl 2 Mg 2+ + 2 Cl -
Reduktionsmittel Stoff der Elektronen abgibt Mg
Oxidationsmittel Stoff der Elektronen aufnimmt Cl 2
Regeln:
1. Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion mit Atomen formulieren
2. Gase zweiatomig als N 2 , O 2 ...
3. Gleichungen für Redoxreaktionen durch Elektronenausgleich und Addition.
2. Korrespondierende Redopaare
Etwa 3 ml einer wässrigen Lösung von Eisen(II)-sulfat werden mit der gleichen Menge einer
wässrigen Silbernitratlösung versetzt und nach dem Schütteln beobachtet.
Auswertung:
• Bedeutung Eisen(II) = Fe 2+ ; Eisen(III) = Fe 3+
• Es entsteht ein silberfarbener Niederschlag.
• Ableitung der Reaktionsgleichung:
Oxidation: Fe 2+ Fe 3+ + e -
Reduktion: Ag + + e - Ag
Redoxreaktion: Fe 2+ + Ag + Fe 3+ + Ag

Chemie – 2. Redoxreaktionen 3
Etwa 1 ml einer wässrigen Lösung von Eisen(III)-chlorid wird mit etwa 3 ml destilliertem
Wasser verdünnt, eine Spatelspitze Zinkstaub zugegeben und geschüttelt. Man beobachte
und schüttle die Lösung einige Minuten.
Die Eisen-Ionen können mit Kalium-hexacyanoferrat(III)-Lösung (K 3 [Fe(CN) 6 ]) nachgewiesen
werden (blaue Farbe).
Auswertung:
• Die Lösung entfärbt sich: Eisen(III) wird zu Eisen(II).
• Auch die Färbung des Kaliumhexacyanoferrats weist auf die Bildung von Eisen(II)-
Ionen hin.
Reduktion: Fe 3+ + e - Fe 2+
Oxidation: Zn Zn 2+ + 2 e -
Redoxreaktion: Zn + Fe 3+ Zn 2+ + Fe 2+
Vergleich der Versuche mit Silber und Zink:
Aus Eisen(II) wurde mit Silberionen Eisen(III)
Oxidation: Fe 2+ Fe 3+ + e -
Aus Eisen(III) wurde mit Zink Eisen(II)
Reduktion: 2 Fe 3+ + 2 e - 2 Fe 2+
Zusammenfassung der beiden Reaktionsrichtungen:
Elektronenabgabe und –aufnahme sind somit umkehrbare (reversible) Vorgänge, so dass
ein Reduktionsmittel durch Elektronenabgabe zum Oxidationsmittel wird und umgekehrt:
Allgemein:
Reduktionsmittel und zugehöriges Oxidationsmittel bilden das sog. korrespondierende Redoxpaar.
Beispiele:
Na
Fe
Pb
Na
Fe
2
2
Pb
e
2 e
2 e
Schreibweise der Paare: Na/Na + Fe/Fe 2+ Pb/Pb 2+
Hilfe: Ein Teilchen, das Elektronen aufnimmt heißt Oxidationsmittel

Chemie – 2. Redoxreaktionen 4
3. Die Redoxreihe
Versuch 1:
Ein blanker Eisennagel wird in eine wässrige Lösung von Kupfer(II)-sulfat getaucht.
Beobachtung: Am Eisennagel scheidet sich Kupfer ab.
Auswertung:
Reduktion: Cu 2+ + 2 e - Cu
Oxidation: Fe Fe 2+ + 2 e -
Redoxreaktion: Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu
Versuch 2:
Ein Kupferblech wird in eine wässrige Eisen(II)-sulfatlösung getaucht.
Beobachtung: Es findet keine Reaktion statt.
Auswertung:
Die Umkehrung der Reaktion gelingt nicht:
Fe 2+ + Cu --// Fe + Cu 2+
Versuch 3:
Metallstreifen der folgenden Metalle werden zunächst blank geschmirgelt und dann in jeder
möglichen Kombinationen in Salzlösungen der Ionen der folgenden Redoxpaare getaucht
und beobachtet:
Ag/Ag + , Cu, Cu 2+ , Fe/Fe 2+ , Zn/Zn 2+ ,
Beobachtung:
Ag + Cu 2+ Fe 2+ Zn 2+
Ag o - - -
Cu + o - -
Fe + + o -
Zn + + + o
Aufstellen einer Redoxreihe:
Aufgrund der Versuche können die korrespondierenden Redoxpaare (Metall/Metallion) entsprechend
ihrem Reduktions- bzw. Oxidationsvermögen angeordnet werden:
Je edler ein Metall ist, umso geringer wird seine reduzierende Wirkung, um so stärker wird
aber die oxidierende Wirkung seiner Ionen:
Ag/Ag +
Cu/Cu 2+
Fe/Fe 2+
Zn/Zn 2+
Zn/Zn 2+
Al/Al 3+
Na/Na +

Chemie – 2. Redoxreaktionen 5
Einordnung von Wasserstoff:
Reaktionsgleichung: 2 H + + 2 e - H 2
Korrespondierendes Redoxpaar: H 2 /H +
Versuche:
Zu je einem Fingerbreit verdünnter Salzsäure (mind. 1 mol/l) im Reagenzglas gibt man Spatelspitzen
der Metallpulver von Kupfer, Eisen, Zink.
Beobachtung:
Mit Eisen, Zinkpulver bilden sich Wasserstoffgasbläschen. Mit Kupfer nicht.
Ergebnis:
Das korrespondierende Redoxpaar von Wasserstoff muss zwischen Kupfer und Blei eingeordnet
werden.
Au/Au 3+
Ag/Ag +
Cu/Cu 2+
H 2 /H +
Fe/Fe 2+
Zn/Zn 2+
Al/Al 3+
Na/Na +
Redoxreihe
Reduktionsmittel/Oxidationsmittel
F - /F 2
Au/Au 3+
Cl - /Cl 2
Br - /Br 2
Ag/Ag +
I - /I 2
Cu/Cu 2+
H 2 /H +
Pb/Pb 2+
Fe/Fe 2+
Zn/Zn 2+
Al/Al 3+
Na/Na +
Li/Li +

Chemie – 2. Redoxreaktionen 6
Aussagen der Redoxreihe:
• Die am oberen Ende der Reihe stehenden Teilchen sind starke Oxidationsmittel. Sie
liegen „lieber“ als Reduktionsmittel vor.
• Die am unteren Ende der Reihe stehenden Teilchen sind starke Reduktionsmittel. Sie
liegen „lieber“ als Oxidationsmittel vor.
• Ein Oxidationsmittel kann immer nur mit einem Reduktionsmittel reagieren und umgekehrt.
Reaktionen zwischen Oxidationsmitteln bzw. Redutkionsmitteln gibt es nicht.
4. Oxidationszahlen
Versuch:
In einem Reagenzglas löst man eine Spatelspitze Kaliumiodid in 10 ml destilliertem Wasser
und fügt 3 ml verdünnte Salzsäure und 1 ml konzentrierte Stärkelösung dazu. Das Gemisch
wird tropfenweise mit 3 ml einer verdünnten Wasserstoffperoxid-Lösung versetzt und geschüttelt.
Auswertung:
• Mit Stärke bildet das entstehende Iod einen blauen Niederschlag.
• Oxidation: 2 I - I 2 + 2 e -
• Reduktion: H 2 O 2 ?
Um die Anzahl der Elektronen in einer solchen Reaktion zu bestimmen gibt es das Konzept
der Oxidationszahlen:
Arbeitsblatt: Oxidationszahlen
1. Die Oxidationszahl wird in Formeln als römische Ziffer über das entsprechende Atomsymbol
geschrieben (I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII, IX, X). Atome von Elementen haben die Oxidationszahl
0:
2. Bei ungeladenen Teilchen muss die Summe aller Oxidationszahlen gleich Null sein.
3. Die Oxidationszahl einatomiger Ionen ist gleich der Ladungszahl:
4. Bei Ionen entspricht die Summe der Oxidationszahlen der Ionenladung.
5. Ein Metallatom erhält stets eine positive Oxidationszahl, Fluor erhält immer –I.
6. Wasserstoff bekommt +I
7. Sauerstoff bekommt –II.
8. Halogene bekommen –I.
Wende die Regeln immer in dieser Reihenfolge an!
Aufgabe 1: Bestimme die Oxidationszahlen
AlF 3 , CaH 2 , C 2 H 4 , CCl 4 , HCHO, HCOOH, HClO, H 2 S, NH 3 , NH 4 Cl, N 2 O, H 3 PO 4 , U 2 Cl 10 , Na 6 V 10 O 28 ,
K 2 SnO 3 , K 2 Ti 2 O 5 , Mg(BF 4 ) 2 , Cs 2 TeF 8 , K 2 W 4 O 13 , N 2 H 4 , H 2 NOH, S 2 O 5 Cl 2 , Na 3 P 3 O 9 , B 2 Cl 4 , ClO 2+ 2 ,
Ta 6 O 8- 19 , CO 2- 3 , HSO - 3 , SO 2- 2-
4 , SO 3

Chemie – 2. Redoxreaktionen 7
Was bedeutet nun Oxidation mit Hilfe des Konzeptes der Oxidationszahlen:
0 +I
Oxidation: Na Na +
Bei einer Oxidation nimmt die Oxidationszahl zu.
0 -I
Reduktion: Cl 2 2 Cl -
Bei einer Reduktion nimmt die Oxidationszahl ab.
Somit ergibt sich für unseren Versuch:
+I -I -II
Reduktion: H 2 O 2 + 2 H 3 O + + 2e - 4 H 2 O
2 e
2 Ag
2
Ag
5. Redoxgleichungen
Versuch (elemente II, S. 155)
Titration einer Oxalsäurelösung (C 2 O 4 H 2 )
Geräte und Chemikalien: Weithalserlenmeierkolben (250ml), Messpipette (50 ml), Pipettierhilfe,
Bürette (25ml) am Stativ, Messzylinder (25ml), Oxalsäurelösung (0,01 mol/l), Kaliumpermanganatlösung
(c(MnO - 4 )=0,01 mol/l), Schwefelsäure (w = 25%)
Durchführung: Pipettieren Sie in einen 250-ml-Weithalserlenmeyerkolben 50 ml Oxalsäurelösung
und fügen Sie etwa 10 ml Schwefelsäure zu. Titrieren Sie die Lösung mit Kaliumpermanganatlösung,
bis die Lösung schwach violett bleibt. Notieren Sie das Volumen der verbrauchten
Masslösung.
Aufgabe: Berechnen Sie die Konzentration der Oxalsäurelösung.
Lösung:
1. Stelle die Übersichtsgleichung auf:
−
2−
2+
4 + C 2 O 4 → Mn CO2
MnO +
2. Stelle die Teilgleichungen auf:
−
MnO 4 → Mn
2−
4
2+
C 2 O → CO2
3. Bestimme die wichtigsten Oxidationszahlen und die Anzahl!!
+ VII
−
+ II
MnO 4 → Mn
+ III
2−
4
2+
+ IV
C 2 O → 2 CO
2

Chemie – 2. Redoxreaktionen 8
4. Aus der OZ-Differenz ergibt sich die Elektronenzahl
5 e
−
+
−
MnO 4 → Mn
2+
2−
C 2 O 4 → 2 CO2
+ 2 e
−
5. Aus der Ladungszahlendifferenz ergibt sich die Wasserstoffionenzahl
8 H
+
+
5 e
−
+
−
MnO 4 → Mn
2+
2−
C 2 O 4 → 2 CO2
+ 2 e
6. Aus der Bilanz der H- und O-Atome ergibt sich Wasser
+
−
8 H + 5 e + MnO4 → Mn + 4 H2O
2−
C 2 O 4 → 2 CO2
−
+ 2 e
−
−
2+
7. KgV – Bildung zum Angleichen der Elektronen
+
−
16 H + 10 e + 2 MnO4 → 2 Mn + 8 H2O
−
2+
2−
5 C 2 O 4 → 10 CO2
8. Addieren und kürzen.
+
10 e
−
+
2−
−
2+
2 O 4 + 2 MnO4
→ 2 Mn + 8 H2O
10 CO2
16 H + 5 C
+
Ableitung der Konzentration des Versuchs:
• Für 5 Teilchen Oxalsäure benötigt man 2 Teilchen Permanganat
• Für 5 mol Oxalsäure benötigt man 2 mol Permanganat
Tatsächlicher Verbrauch: x mol Permanganat
x ⋅ 5mol
d.h. Y = mol Oxalsäure in 50 ml
2mol
somit ergibt sich: Y * 20 mol /l Oxalsäurekonzentration.
Weitere Aufgaben zu Redoxgleichungen:
H 2O2
+
−
MnO4
→
2+
Mn + O2
2−
S +
−
NO 3 → NO +
2−
SO 4
H2 O2
→ O2
+ H2O
−
−
Br 2
−
→
Br
+
BrO
+
−
MnO4
→
2+
Mn +
−
3
−
2+
NO 2 NO
HCOOH + MnO4 → Mn + CO
2−
MnO 4 → MnO2
+
−
MnO4
2−
Cr O7
+ CH3OH
→
2−
Cr O7
+
−
Cl → Cl2
+
I2 + H2S
→
−
I + S
2−
SO +
−
MnO4
→
2+
Mn
2 HCHO + Cr
2 Cr
3+
3 + SO
2−
4
2
3+

Chemie – 2. Redoxreaktionen 9
−
−
2+
4 → Mn I2
I + MnO
+
−
H2 O2
+ I → I2
+ H2O
2+
3+
Fe + O2
→ Fe + H2O
−
Ag + NO3 → Ag +
SO 3 + I 2 → I + SO
+
NO
2−
−
2−
4
+
−
NO3 →
2+
Mg NH3
+
−
NO3 →
2+
Zn +
+
NH4
2+
+
−
MnO4
→
2+
Mn +
4+
Sn
2−
O7
+
−
l → l2
+
3+
2−
O7
+
2−
S → S +
3+
2−
O7
+
2−
SO3
→ S +
3+
Mg +
Zn
Sn
Cr 2 Cr
Cr 2 Cr
Cr 2 Cr