Redox-Systeme

Redoxgleichungen über die Elektronenbilanz aufstellen

Wie man aus Oxidationszahlen die Elektronenzahl von Teilreaktionen ermittelt, Redoxgleichungen über den Elektronenausgleich aufstellt und daraus Stoffmengenverhältnisse abliest.

Prüfungsrelevanz: sehr wichtig ✓ gelesen
Das Wichtigste in Kürze6 Punkte
  • Eine Redoxgleichung entsteht aus zwei Teilgleichungen, deren Elektronenzahlen man über den Elektronenausgleich angleicht.
  • Die Elektronenzahl ist die Änderung der Oxidationszahl mal Zahl der Atome: Dichromat nimmt 6, Hydrazin gibt 4 Elektronen ab.
  • Permanganat nimmt stark sauer 5 Elektronen auf (\(\ce{Mn^2+}\)), alkalisch 3 (\(\ce{MnO2}\)).
  • Das Stoffmengenverhältnis folgt umgekehrt aus den Elektronenzahlen: Permanganat und Hydrazin alkalisch 4 : 3, Hypobromit und Chrom(III) 3 : 2.
  • Iodat und Iodid komproportionieren in saurer Lösung: 1 mol \(\ce{KIO3}\) liefert 3 mol \(\ce{I2}\).
  • \(\ce{H2SO3}\) und \(\ce{H2S}\) reagieren im Verhältnis 1 : 2 zu Schwefel.

Worum es geht

Eine Redoxgleichung stimmt erst, wenn das Oxidationsmittel genau so viele Elektronen aufnimmt, wie das Reduktionsmittel abgibt. Aus dieser Bilanz folgt das Stoffmengenverhältnis der Partner. Das braucht man für jede Redoxtitration, etwa mit Kaliumpermanganat oder Kaliumbromat.

Elektronenzahl der Teilreaktion

Bei jeder Redoxreaktion wandern Elektronen vom Reduktionsmittel zum Oxidationsmittel. Wie viele es sind, liest man an den Oxidationszahlen ab. Die Differenz zwischen Edukt und Produkt ergibt die Elektronen je Atom. Steigt die Oxidationszahl, gibt das Atom Elektronen ab: Oxidation. Sinkt sie, nimmt es Elektronen auf: Reduktion.

Am Mangan sieht man das gut. Im Permanganat \(\ce{MnO4-}\) hat Mangan +VII, im Braunstein \(\ce{MnO2}\) +IV und im \(\ce{Mn^2+}\) +II. Der Weg zum Braunstein erfordert also 3 Elektronen, der zum \(\ce{Mn^2+}\) 5 Elektronen. Beides sind Reduktionen, denn die Oxidationszahl sinkt.

Zahlenstrahl der Oxidationszahlen von Mangan mit Permanganat bei +7, Braunstein bei +4 und Mangan(II) bei +2 sowie Pfeilen für 3 und 5 aufgenommene Elektronen.

Oxidationsstufen des Mangans: Je nach pH-Wert nimmt Permanganat 3 oder 5 Elektronen auf.

Enthält eine Formeleinheit mehrere Atome des betrachteten Elements, multipliziert man mit deren Zahl. Dichromat \(\ce{Cr2O7^2-}\) trägt zwei Chromatome mit je +VI. Beim Übergang zu \(\ce{Cr^3+}\) nimmt jedes 3 Elektronen auf, die Formeleinheit also 6. Hydrazin \(\ce{N2H4}\) gibt entsprechend 4 Elektronen ab, weil zwei Stickstoffatome von −II auf 0 steigen. Auch Sauerstoff kann oxidiert werden: Aus \(\ce{H2O2}\) entsteht \(\ce{O2}\), die Oxidationszahl steigt von −I auf 0.

Teilreaktion Oxidationszahl Elektronen je Formeleinheit Art
\(\ce{MnO4- -> Mn^2+}\) (stark sauer) +VII → +II 5 aufgenommen Reduktion
\(\ce{MnO4- -> MnO2}\) (alkalisch) +VII → +IV 3 aufgenommen Reduktion
\(\ce{Cr2O7^2- -> 2 Cr^3+}\) 2 × (+VI → +III) 6 aufgenommen Reduktion
\(\ce{Cr^3+ -> CrO4^2-}\) +III → +VI 3 abgegeben Oxidation
\(\ce{BrO3- -> Br-}\) und \(\ce{IO3- -> I-}\) +V → −I 6 aufgenommen Reduktion
\(\ce{BrO- -> Br-}\) +I → −I 2 aufgenommen Reduktion
\(\ce{NO3- -> NO2-}\) +V → +III 2 aufgenommen Reduktion
\(\ce{N2H4 -> N2}\) 2 × (−II → 0) 4 abgegeben Oxidation
\(\ce{AsO3^3- -> AsO4^3-}\) +III → +V 2 abgegeben Oxidation
\(\ce{SO3^2- -> SO4^2-}\) +IV → +VI 2 abgegeben Oxidation
\(\ce{H2O2 -> O2}\) 2 × (−I → 0) 2 abgegeben Oxidation
🎯 Examensrelevant: Elektronenzahlen der Teilreaktionen

Die Elektronenzahlen dieser Tabelle werden im Examen gerne gefragt. Achte darauf, die Änderung je Atom mit der Zahl der Atome zu multiplizieren: Dichromat nimmt 6 Elektronen auf, Hydrazin gibt 4 ab.

Elektronenausgleich

Eine Redoxreaktion zerlegt man gedanklich in zwei Hälften. Jede Hälfte beschreibt ein Redoxpaar mit den übertragenen Elektronen.

📖 Definition: Teilgleichung

Eine Teilgleichung beschreibt nur die Oxidation oder nur die Reduktion eines Redoxpaars und führt die Elektronen explizit auf. Erst die Summe zweier Teilgleichungen ergibt die Redoxgleichung.

Beim Elektronenausgleich multipliziert man beide Teilgleichungen so, dass die Elektronenzahlen gleich werden. Dann heben sich die Elektronen bei der Addition weg. Am Beispiel Dichromat mit Eisen(II) in saurer Lösung läuft das so:

  1. Oxidationszahlen: Chrom sinkt von +VI auf +III, Eisen steigt von +II auf +III.
  2. Teilgleichungen: \(\ce{Cr2O7^2- + 6 e- -> 2 Cr^3+}\) und \(\ce{Fe^2+ -> Fe^3+ + e-}\).
  3. Ladung ausgleichen: im Sauren mit \(\ce{H+}\) bzw. \(\ce{H3O+}\), im Alkalischen mit \(\ce{OH-}\). Links stehen −8 Ladungen, rechts +6, also kommen 14 \(\ce{H+}\) nach links.
  4. Wasser ergänzen: 7 \(\ce{H2O}\) rechts gleichen Sauerstoff und Wasserstoff aus.
  5. Auf das kgV bringen: Das kleinste gemeinsame Vielfache von 6 und 1 ist 6. Die Eisen-Teilgleichung wird mit 6 multipliziert.
  6. Addieren und prüfen: Die Elektronen kürzen sich, Atome und Ladungen stimmen links und rechts überein.

\[\ce{Cr2O7^2- + 6 Fe^2+ + 14 H+ -> 2 Cr^3+ + 6 Fe^3+ + 7 H2O}\]

Ablaufschema mit sechs Kästen für das Aufstellen einer Redoxgleichung über Teilgleichungen und Elektronenausgleich am Beispiel Dichromat und Eisen(II).

Vom Elektronenzählen zur ausgeglichenen Redoxgleichung in sechs Schritten.

Das Stoffmengenverhältnis steht nun in der Gleichung: \(n(\ce{Cr2O7^2-}) : n(\ce{Fe^2+}) = 1 : 6\). Für das Verhältnis allein braucht man die vollständige Gleichung gar nicht. Es genügen die Elektronenzahlen beider Partner. Diesen Schluss von den Oxidationszahlen auf das Verhältnis solltest du sicher können. Weiterführende Rechnungen mit Massen und Volumina stehen bei den stöchiometrischen Berechnungen.

💡 Merke

Nimmt das Oxidationsmittel \(a\) Elektronen auf und gibt das Reduktionsmittel \(b\) ab, gilt \(n(\text{Ox}) : n(\text{Red}) = b : a\), gekürzt.

Permanganat

Wie weit Permanganat reduziert wird, hängt vom pH-Wert ab. In stark saurer Lösung nimmt es 5 Elektronen auf und geht in farbloses \(\ce{Mn^2+}\) über:

\[\ce{MnO4- + 8 H+ + 5 e- -> Mn^2+ + 4 H2O}\]

In alkalischer Lösung, etwa bei pH 13, endet die Reduktion beim Braunstein. Dann sind es nur 3 Elektronen, und \(\ce{Mn^2+}\) entsteht nicht:

\[\ce{MnO4- + 2 H2O + 3 e- -> MnO2 + 4 OH-}\]

Warum das Potenzial so stark vom pH abhängt, erklärt die Nernst-Gleichung. Organische Substrate wie Alkene oxidiert Permanganat zu vicinalen Diolen, das gehört zur Dihydroxylierung.

Im Alkalischen oxidiert Permanganat Hydrazin zu Stickstoff. Permanganat nimmt 3 Elektronen auf, Hydrazin gibt 4 ab. Das kgV ist 12, also multipliziert man die Permanganat-Teilgleichung mit 4 und die Hydrazin-Teilgleichung mit 3. Die Hydroxidionen kürzen sich teilweise heraus:

\[\ce{4 MnO4- + 3 N2H4 -> 4 MnO2 + 3 N2 + 4 H2O + 4 OH-}\]

Permanganat und Hydrazin reagieren also im Verhältnis 4 : 3, und es entstehen 4 \(\ce{MnO2}\) und 3 \(\ce{N2}\).

Reaktionsschema mit zwei multiplizierten Teilgleichungen für Permanganat und Hydrazin und der daraus summierten Gesamtgleichung.

Elektronenausgleich bei der Oxidation von Hydrazin durch Permanganat in alkalischer Lösung.

Halogenate und Hypohalogenite

Iodat und Bromat nehmen bei der Reduktion zum Halogenid je 6 Elektronen auf. Mit Hydrazin, das 4 abgibt, ergibt sich wieder das kgV 12. Iodat und Hydrazin reagieren in saurer Lösung daher im Verhältnis 2 : 3:

\[\ce{2 IO3- + 3 N2H4 -> 2 I- + 3 N2 + 6 H2O}\]

Trifft Iodat in saurer Lösung auf Iodid, entsteht elementares Iod. Das ist eine Komproportionierung: Iodat sinkt von +V auf 0 und nimmt 5 Elektronen auf, jedes Iodid steigt von −I auf 0 und gibt eines ab. Auf ein Iodat kommen also fünf Iodid:

\[\ce{IO3- + 5 I- + 6 H+ -> 3 I2 + 3 H2O}\]

Die Reaktion verbraucht \(\ce{H+}\) und braucht deshalb saure Lösung. Aus 1 mol Kaliumiodat entstehen mit überschüssigem Iodid 3 mol \(\ce{I2}\).

⚠️ Achtung: Iodat zu Iod oder Iodid

Geht Iodat bis zum Iodid, nimmt es 6 Elektronen auf. Endet es beim Iod, sind es nur 5. Erst das Produkt verrät die Elektronenzahl.

Bromat oxidiert in saurer Lösung Arsenit zu Arsenat. Bromat nimmt 6 Elektronen auf, Arsenit gibt 2 ab. Ein Bromat reicht also für drei Arsenit:

\[\ce{BrO3- + 3 AsO3^3- -> Br- + 3 AsO4^3-}\]

Hypobromit arbeitet im Alkalischen. Es nimmt 2 Elektronen auf, während Chrom(III) beim Übergang zum Chromat 3 abgibt. Das kgV 6 führt zum Verhältnis 3 : 2. Den Ladungsausgleich übernehmen Hydroxidionen:

\[\ce{3 BrO- + 2 Cr^3+ + 10 OH- -> 2 CrO4^2- + 3 Br- + 5 H2O}\]

Schwefelverbindungen

Auch Schwefel komproportioniert. Schweflige Säure enthält Schwefel mit +IV, Schwefelwasserstoff mit −II. Beide treffen sich beim elementaren Schwefel mit der Oxidationszahl 0. \(\ce{H2SO3}\) nimmt dabei 4 Elektronen auf, jedes \(\ce{H2S}\) gibt 2 ab. Daraus folgt das Verhältnis 1 : 2:

\[\ce{H2SO3 + 2 H2S -> 3 S + 3 H2O}\]

Die Probe stimmt: Drei Schwefelatome links ergeben drei rechts, und die Elektronenbilanz geht mit 4 gegen 2 × 2 auf.

Quiz

Teste dich mit 7 Karten
richtig oder falsch iWarum nur Aussagen? Fragen mit fünf Antworten löst man am sichersten, indem man jede Aussage einzeln bewertet: ✓✓ sicher richtig, ✓ eher richtig, 0 unsicher, ✗ eher falsch, ✗✗ sicher falsch. Mit dem Ausschlussprinzip ergibt sich daraus die Lösung. Dieses einzelne Bewerten ist der wichtigste Handgriff fürs Examen, und genau den übst du hier.

Aussage 1

In alkalischer Lösung bei pH 13 wird Permanganat zu \(\ce{Mn^2+}\) reduziert und nimmt dabei 5 Elektronen auf.

Im Alkalischen endet die Reduktion beim Braunstein \(\ce{MnO2}\) mit 3 Elektronen. \(\ce{Mn^2+}\) entsteht nur in stark saurer Lösung.

Aussage 2

Schweflige Säure und Schwefelwasserstoff reagieren im Stoffmengenverhältnis 1 : 2 zu Schwefel und Wasser.

Schwefel in \(\ce{H2SO3}\) nimmt 4 Elektronen auf (+IV nach 0), jedes \(\ce{H2S}\) gibt 2 ab (−II nach 0).

Aussage 3

Nimmt ein Oxidationsmittel 6 Elektronen auf und gibt das Reduktionsmittel 2 ab, reagieren sie im Stoffmengenverhältnis 1 : 3.

Das kgV ist 6: ein Oxidationsmittel nimmt die Elektronen von drei Reduktionsmitteln auf, wie bei Bromat und Arsenit.

Aussage 4

Bei der Reduktion von Dichromat zu \(\ce{Cr^3+}\) nimmt eine Formeleinheit \(\ce{Cr2O7^2-}\) insgesamt 3 Elektronen auf.

Jedes der zwei Chromatome sinkt von +VI auf +III und nimmt 3 Elektronen auf, die Formeleinheit also 6.

Aussage 5

Beim Übergang von \(\ce{H2O2}\) zu \(\ce{O2}\) wird Sauerstoff oxidiert.

Die Oxidationszahl des Sauerstoffs steigt von −I auf 0, das ist eine Oxidation.

Aussage 6

Hypobromit und Chrom(III) reagieren in alkalischer Lösung im Stoffmengenverhältnis 2 : 3 zu Bromid und Chromat.

Hypobromit nimmt 2, Chrom(III) gibt 3 Elektronen ab. Das Verhältnis \(\ce{BrO-}\) zu \(\ce{Cr^3+}\) ist daher 3 : 2.

Aussage 7

Ein Mol Kaliumiodat liefert mit überschüssigem Iodid in saurer Lösung drei Mol Iod.

Nach \(\ce{IO3- + 5 I- + 6 H+ -> 3 I2 + 3 H2O}\) entstehen aus einem Iodat drei \(\ce{I2}\).

Fehler entdeckt oder eine Idee? Wir verbessern die Inhalte laufend. Melde es uns gerne über dieses Formular ❤️

Teile der Inhalte wurden mithilfe von KI-Systemen erstellt und werden fortlaufend redaktionell geprüft. Trotz Sorgfalt können Fehler enthalten sein. Wichtige Informationen bitte anhand offizieller Quellen prüfen. Relaxed ins Stex ist ein unabhängiges Angebot und steht in keiner Kooperation mit dem IMPP. Das Angebot ist weder vom IMPP autorisiert noch mit diesem verbunden.

Zurück nach oben