Redoxvorgänge erkennen und abgrenzen
Wie man durch Vergleich der Oxidationszahlen entscheidet, ob eine Reaktion ein Redoxvorgang ist, und welche Oxidationsmittel und Redoxpaare man kennen sollte.
Das Wichtigste in Kürze
- Ein Redoxvorgang liegt vor, wenn sich die Oxidationszahl mindestens eines Elements zwischen Edukten und Produkten ändert.
- Natrium mit Wasser oder Methanol, Knallgas, ICl-Bildung und die Thiocyanatbildung aus \(\ce{S8}\) und Cyanid sind Redoxreaktionen.
- Hydrolysen, Säure-Base-Reaktionen und Hydratbildungen wie die von Chloralhydrat ändern keine Oxidationszahl.
- In \(\ce{Ni(CO)4}\) hat Nickel die Oxidationszahl 0, Bildung und Zerfall sind daher kein Redoxvorgang.
- \(\ce{[Fe(CN)6]^3-}\), Kupfer(II)-Tartrat und Iodat (sauer, gegenüber Sulfit) sind Oxidationsmittel; \(\ce{Fe^2+}\)/\(\ce{Fe^3+}\) ist das physiologisch wichtige Paar.
Worum es geht
Nicht jede Reaktion mit Wasser, Säure oder Sauerstoffverbindungen ist ein Redoxvorgang. Ob Elektronen übertragen werden, zeigt allein der Blick auf die Oxidationszahlen. Das braucht man für Gehaltsbestimmungen, Stabilitätsfragen und die Einordnung von Reagenzien.
Redoxreaktionen
Man vergleicht die Oxidationszahlen jedes Elements in Edukten und Produkten. Ändert sich mindestens eine, liegt ein Redoxvorgang vor. Dann steigt die Oxidationszahl an einer Stelle und sinkt an einer anderen.
| Reaktion | oxidiert | reduziert |
|---|---|---|
| \(\ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2}\) | Na: 0 → +I | H: +I → 0 |
| \(\ce{2 Na + 2 CH3OH -> 2 CH3ONa + H2}\) | Na: 0 → +I | H: +I → 0 |
| \(\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}\) (Knallgas) | H: 0 → +I | O: 0 → −II |
| \(\ce{I2 + Cl2 -> 2 ICl}\) | I: 0 → +I | Cl: 0 → −I |
| \(\ce{Cl2 + 2 I- -> 2 Cl- + I2}\) | I: −I → 0 | Cl: 0 → −I |
| \(\ce{2 H2S + O2 -> 2 S + 2 H2O}\) | S: −II → 0 | O: 0 → −II |
| \(\ce{CH4 + Cl2 -> CH3Cl + HCl}\) (Licht) | C: −IV → −II | Cl: 0 → −I |
Versteckter ist die Thiocyanatbildung aus \(\ce{S8}\) und Cyanid. Der Kohlenstoff steigt von +II auf +IV, der Schwefel sinkt von 0 auf −II. Stickstoff bleibt bei −III.
Keine Redoxvorgänge sind Hydrolysen, Säure-Base-Reaktionen, Hydratbildungen und Kondensationen. Hier werden nur Atome umgruppiert oder Protonen verschoben.
| Typ | Beispiel | bleibt |
|---|---|---|
| Zerfall | \(\ce{Ca(HCO3)2 -> CaCO3 + CO2 + H2O}\) | C: +IV |
| Säurebildung | \(\ce{CO2 + H2O -> H2CO3}\) | C: +IV |
| Säurebildung und Umkehr | \(\ce{SO3 + H2O <=> H2SO4}\) | S: +VI |
| Hydrolyse | \(\ce{PCl3 + 3 H2O -> H3PO3 + 3 HCl}\) | P: +III |
| Hydrolyse | \(\ce{SOCl2 + H2O -> SO2 + 2 HCl}\) | S: +IV |
| Hydrolyse | \(\ce{H2S2O7 + H2O -> 2 H2SO4}\) | S: +VI |
| Säure-Base | \(\ce{H2PO4- + OH- -> HPO4^2- + H2O}\) | P: +V |
| Säure-Base | \(\ce{PH4+ + OH- -> PH3 + H2O}\) | P: −III |
| Hydratbildung | \(\ce{CCl3CHO + H2O -> CCl3CH(OH)2}\) (Chloralhydrat) | C: +I |
Selbst bei der Hydrolyse der Peroxomonoschwefelsäure zu \(\ce{H2SO4}\) und \(\ce{H2O2}\) ändert sich nichts. Schwefel bleibt bei +VI, die Peroxo-Sauerstoffe bleiben bei −I.
Beim Nickeltetracarbonyl hat Nickel die Oxidationszahl 0, genau wie im Metall. Bildung und Zerfall von \(\ce{Ni(CO)4}\) sind daher keine Redoxreaktionen.
Die Abgrenzung wird im Examen gerne gefragt: Entscheidend ist allein, ob sich eine Oxidationszahl ändert. Hydrolysen, Peroxo- und Carbonylverbindungen wirken redoxverdächtig, verändern aber keine Oxidationszahl.
Die Spaltung \(\ce{Cl2 -> 2 Cl.}\) ist kein Redoxvorgang, Chlor bleibt bei 0. Die gesamte Methanchlorierung ist dagegen eine Redoxreaktion.
Oxidationsmittel und Redoxpaare
Viele Reagenzien der Analytik sind Oxidationsmittel, oft Komplexe oder Oxoanionen. Hexacyanidoferrat(III) \(\ce{[Fe(CN)6]^3-}\) nimmt ein Elektron auf und wird zu \(\ce{[Fe(CN)6]^4-}\). Der Kupfer(II)-Tartrat-Komplex der Fehling-Probe oxidiert Aldehyde, dabei fällt rotes \(\ce{Cu2O}\). Iodat oxidiert in saurer Lösung Sulfit zu Sulfat:
\[\ce{IO3- + 3 SO3^2- -> I- + 3 SO4^2-}\]
Auch Luftsauerstoff oxidiert. \(\ce{[Fe(H2O)6]^2+}\) geht an der Luft leicht in Fe(III) über. Eisen(II)-Lösungen färben sich deshalb beim Stehen gelbbraun:
\[\ce{4 Fe^2+ + O2 + 4 H+ -> 4 Fe^3+ + 2 H2O}\]
Physiologisch wichtig ist das Paar \(\ce{Fe^2+}\)/\(\ce{Fe^3+}\), etwa in den Cytochromen der Atmungskette. Die Paare Mn(II)/Mn(VII), Ag/Ag(I) und Sn(II)/Sn(IV) kennt man dagegen nur aus Labor und Technik. Wie stark ein Oxidationsmittel ist, zeigt sein Redoxpotenzial.
Quiz
Aussage 1
Der Kupfer(II)-Tartrat-Komplex wirkt als Oxidationsmittel und wird dabei selbst reduziert.
In der Fehling-Probe oxidiert Cu(II) Aldehyde und wird zu Cu(I) reduziert, das als rotes \(\ce{Cu2O}\) ausfällt.
Aussage 2
Weil Nickel in \(\ce{Ni(CO)4}\) formal Elektronen von CO erhält, ist der Zerfall des Komplexes in Nickel und CO eine Redoxreaktion.
Nickel hat im Tetracarbonyl wie im Metall die Oxidationszahl 0. Keine Oxidationszahl ändert sich, also liegt kein Redoxvorgang vor.
Aussage 3
Bei der Bildung von Thiocyanat aus \(\ce{S8}\) und Cyanid wird der Kohlenstoff oxidiert und der Schwefel reduziert.
Kohlenstoff steigt von +II auf +IV, Schwefel sinkt von 0 auf −II. Es ist ein Redoxvorgang.
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