Aufstellen von Redoxgleichungen

Redoxprozesse werden in Redoxgleichungen abgebildet. Dies sind die Reaktionsgleichungen für Redoxvorgänge. Natürlich gelten auch hier die Gesetze der Erhaltung der Masse und der Erhaltung der Ladung. Bei Redoxvorgängen ist auch der pH-Wert entscheidend. Einige Redoxprozesse können nur im sauren, andere nur im basischen Milieu stattfinden.

Um den Prozess zu üben, fangen wir mit einer Beispielaufgabe an.

Beispielaufgabe: Angesäuerte Kaliumiodid-Lösung wird mit Wasserstoffperoxid-Lösung versetzt. Es bildet sich Iod, das mit einer Stärke-Lösung nachgewiesen werden kann. Außerdem entsteht Wasser.  

1. Schritt: Edukte, die an der Reaktion teilnehmen, und Produkte aus der Aufgabenstellung notieren.

Abbildung 8: Edukte und Produkte aus der Beispielaufgabe

2. Schritt: Oxidationszahlen bestimmen nach den Regeln aus Tabelle 1 oder unter Zuhilfenahme der Elektronegativität (EN).

Abbildung 9: Oxidationszahlen der Edukte und Produkte aus der Beispielaufgabe

Das Iodidion (I^-) erhält die Oxidationszahl –I, da die Oxidationszahl immer der Wertigkeit der Ionen entspricht. Wasserstoffperoxid (H₂O₂) haben wir schon kennen gelernt. Diese Verbindung stellt eine Ausnahme dar. Der Wasserstoff erhält die Oxidationszahl +I und der Sauerstoff (O) die Oxidationszahl –I (nicht wie sonst –II).  Das Iod (I₂) kommt elementar vor und erhält somit die Oxidationszahl 0. Der Wasserstoff (H) im Wassermolekül trägt die Oxidationszahl +I und der Sauerstoff (O)  –II.

3. Schritt: Bestimmung von Oxidation und Reduktion und Aufschreiben der Teilschritte.

Abbildung 10: Oxidationsschritt der Beispielaufgabe

Abbildung 10 zeigt: Die Iodidionen (I^-) werden zum elementaren Iod (I₂). Wir sehen, dass die Oxidationszahl sich von –I auf 0 erhöht d.h., ein Elektron (e^-) wird abgegeben. Somit ist dies der Schritt der Oxidation. Da auf der Produktseite zwei Iodatome in Form von I₂ vorkommen, müssen die Iodidionen auf der Eduktseite um den Faktor 2 erweitert werden, damit die Mengenverhältnisse stimmen. Entsprechend liefert dieser Schritt insgesamt 2 e^-, da pro Iodidion ein Elektron abgegeben wird. Für die Oxidation stimmen sowohl die Mengenverhältnisse auf beiden Seiten des Reaktionspfeils als auch die Ladungsverhältnisse. Wir haben auf beiden Seiten eine Ladung von 2-.

Abbildung 11: Reduktionsschritt der Beispielaufgabe

Das Wasserstoffperoxidmolekül reagiert zu Wasser (siehe dazu Abb. 11). Wir sehen, dass sich die Oxidationszahl des gebundenen Sauerstoffs von –I zu –II ändert. Es findet also eine Oxidationszahlerniedrigung durch Elektronenaufnahme statt. Eine Elektronenaufnahme steht für Reduktion. Das Wassermolekül wird durch die stöchiometrische Zahl 2 ergänzt, damit wir links und rechts die gleiche Anzahl an Sauerstoffatomen haben. Dadurch entsteht jedoch ein Ungleichgewicht der Wasserstoffatome. Wasserstoffatome werden im sauren Milieu durch Protonen (H⁺) ausgeglichen und somit wird die Gleichung links vom Reaktionspfeil mit 2 H⁺ erweitert. Dadurch findet automatisch auch der Ladungsausgleich statt, wodurch wir links und rechts vom Reaktionspfeil die Ladung 0 erhalten.

4. Schritt: Bildung der Nettogleichung.

Um die Nettogleichung zu erhalten, führen wir die 2 Einzelschritte zusammen. Dabei streichen wir alle Verbindungen/Atome/Ionen heraus, die links und rechts vom Reaktionspfeil in der gleichen Art und Weise vorkommen (siehe dazu Abb. 12).

Abbildung 12: Nettogleichung zu der Beispielaufgabe

In dem Fall konnten nur die Elektronen gestrichen werden. Das Reduktionsmittel in dieser Reaktion sind die Iodidionen, das Oxidationsmittel das Wasserstoffperoxid.

Es  gibt viele Varianten zur Aufstellung von Redoxgleichungen. Jeder muss für sich herausfinden, welche er am einfachsten findet. In Summe werden jedoch immer die gleichen Schritte gemacht. Wie heißt es so schön: „ Viele Wege führen nach Rom.“ Bei dieser Thematik passt noch ein Sprichwort: „Übung macht den Meister.“ Somit viel Spaß bei den Übungsaufgaben.