Redoxgleichungen aufstellen

Beim Beispiel für die Redoxreaktion nimmt jedes Chlormolekül bei der Reduktion zwei Elektronen auf. Daher müssen je Chlormolekül zwei Natriumatome ein Elektron abgeben. Bei der Aufstellung von Redoxgleichungen muss man dafür sorgen, dass immer gleich viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden.

$$(1)\space Na \longrightarrow Na^+ + e^-$$

$$(2)\space Cl_2 + 2e^- \longrightarrow 2Cl^-$$

\begin{align} &(1)\space Na \longrightarrow Na^+ + e^- \qquad |\cdot 2\\ &(2)\space Cl_2 + 2e^- \longrightarrow 2Cl^-\\ \hline \\ &(1)\space 2Na \longrightarrow 2Na^+ + 2e^- \\ &(2)\space Cl_2 + 2e^- \longrightarrow 2Cl^-\\ \end{align}

$$(Ges.)\space 2Na_{(s)} + Cl_{2(g)} \longrightarrow 2Na^+ + 2Cl^- $$

Es gibt Redoxprozesse, bei denen Hydroniumionen $H_3O^+$ als Oxidationsmittel dienen und selbst zu Wasser und elementarem Wasserstoff reduziert werden. Auf den ersten Blick könnte man denken, es handle sich um eine Säure-/Basereaktion. Man kann aber in den allermeisten Fällen an der Entstehung von elementarem Wasserstoff erkennen, dass es sich um eine Redoxreaktion handeln muss. Natürlich kann man auch an der Änderung von Oxidationszahlen die Redoxreaktion nachweisen.

Saure Lösungen enthalten Hydroniumionen im Überschuss und reagieren mit allen Metallen, die ein negativeres Standardpotential als Wasserstoff besitzen zu Metallionen und Wasserstoff. Als Beispiel dient hier die Reaktion einer sauren Lösung mit elementarem Zink.

$$Zn_{(s)} + H_3O^+_{(aq)} \longrightarrow \space ?? $$

$$(1)\space Zn_{(s)} \rightleftharpoons Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^-$$

Bei Hydroniumionen als Molekülion ist es hilfreich, sich als Hilfe ein Wassermolekül vorzustellen, welches ein Proton trägt:

$$H_3O^+_{(aq)} \rightleftharpoons H_2O_{(l)} + H^+{(aq)}$$

Die Elektronen aus der Oxidation werden von diesem Proton aufgenommen.

$$(2)\space H_3O^+_{(aq)} + 1e^- \rightleftharpoons H_2O_{(l)} + H^+{(aq)} + 1e^- \longrightarrow H_2O_{(l)} + H$$

Da Wasserstoff immer als Molekül $H_2$ vorliegt, muss Gleichung (2) mit Zwei multipliziert werden:

$$(2)\space H_3O^+_{(aq)} + 1e^- \rightleftharpoons H_2O_{(l)} + H^+{(aq)} + 1e^- \longrightarrow H_2O_{(l)} + H \qquad |\cdot 2$$

$$(2a)\space 2H_3O^+_{(aq)} + 2e^- \rightleftharpoons 2H_2O_{(l)} + 2H^+{(aq)} + 2e^- \longrightarrow 2H_2O_{(l)} + H_{2(g)}$$

Wenn wir jetzt die Hilfskonstruktion mit dem Zwischenschritt weglassen, erhalten wir die Reduktionsgleichung: $$(2b)\space 2H_3O^+_{(aq)} + 2e^- \longrightarrow 2H_2O_{(l)} + H_{2(g)}$$

Freundlicherweise passt in diesem Fall die Zahl der ausgetauschten Elektronen. \begin{align} &(1)\space Zn_{(s)} \rightleftharpoons Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^-\\ &(2b)\space 2H_3O^+_{(aq)} + 2e^- \longrightarrow 2H_2O_{(l)} + H_{2(g)} \end{align}

$$(Ges.)\space Zn_{(s)} + 2H_3O^+_{(aq)} \longrightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2H_2O_{(l)} + H_{2(g)}$$

Bei einigen bedeutsamen Redoxreaktionen kommen Oxidationsmittel zum Einsatz, die nur in Anwesenheit von sauren Lösungen ihre Oxidationskraft voll entfalten können. Die Hydroniumionen selbst dienen dabei nicht als Oxidationsmittel, sondern verstärken lediglich die Wirkung des eigentlichen Oxidationsmittels, indem sie mit freiwerdenden Ionen reagieren - das sind sehr oft Oxidionen $O^{2-}$. Im Gegensatz zu Fall 1 wird hierbei kein Wasserstoff $H_2$ gebildet. Ein häufiges im Unterricht „bemühtes“ Oxidationsmittel ist Kaliumpermanganat $KMnO_4$.

Kaliumpermanganat bildet in Wasser Kalium- ($K^+$) und Permanganationen ($MnO^-_4$). Die Oxidationszahlbestimmung der einzelnen Teilchen kann man hier nachlesen. $$KMnO_{4(s)} \rightleftharpoons K^+{(aq)} + MnO^-_{4(aq)}$$

Wasserstoffperoxid $H_2O_2$ ist eigentlich selbst ein starkes Oxidationsmittel, kommt aber gegen die Oxidationskraft von Permanganat in saurer Lösung nicht an und wird selbst oxidiert.

In diesem Fall muss die Gleichung nachgeschlagen werden. $$(1)\space 5H_2O_{2(aq)} + 10H_2O_{(l)} \longrightarrow 5O_{2(g)} + 10e^- + 10H_3O^+_{(aq)}$$