Sicherlich standest du auch schon einmal vor der Aufgabe, eine Reaktionsgleichung aufzustellen. In diesem Beitrag wird dir an zwei Beispielen gezeigt, wie du bei einfachen Redoxreaktionen feststellen kannst, welches Teilchen Elektronen abgibt und welches Elektronen aufnimmt. Mit diesem Wissen kannst du dann sowohl Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion als auch eine Gesamtgleichung aufstellen.
Reaktionsgleichungen im Allgemeinen
Das Wichtigste vorweg: Wie bei allen Reaktionsgleichungen muss auch bei Redoxgleichungen das Gesetz zur Erhaltung der Masse und ein Ladungsausgleich erfüllt sein. Das bedeutet auf der linken und rechten Seite der Reaktionsgleichung muss
- die gleiche Anzahl an Atomen jeder Sorte stehen und
- die Ladung ausgeglichen sein, d.h. wenn auf der linken Seite insgesamt eine Ladung von \(\ce{–2}\) vorliegt, muss dies auch auf der rechten Seite so sein, ist links die Ladung gleich null, muss sie auch rechts gleich null sein.
Allgemeines Vorgehen zum Aufstellen von Redoxgleichungen
Zum Aufstellen von Redoxgleichungen gehen wir nun wie folgt vor:
- Identifizierung der Teilchen, die Elektronen abgeben bzw. aufnehmen
- Aufstellung der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion (inkl. Ladungs- und Massenausgleich)
- Ausgleich der aufgenommenen bzw. abgegebenen Elektronen
- Aufstellen einer Bruttoreaktionsgleichung und ggf. Rausstreichen von Teilchen
- Überprüfung der aufgestellten Gleichung (Gesetz zur Erhaltung der Masse, Ladungsbilanz)
Reaktion von Magnesium und Chlor
Magnesium und Chlor reagieren miteinander zu Magnesiumchlorid. Für diese Reaktion soll die Redoxgleichung aufgestellt werden.
1. Identifizierung der Teilchen, die Elektronen abgeben bzw. aufnehmen
Um zu bestimmen, welche Teilchen Elektronen abgeben und welche Elektronen aufnehmen, werden zuerst die Edukte und Produkte in der Formelschreibweise notiert.
Die Edukte der Reaktion sind uns bekannt: Magnesium \(\ce{(Mg)}\) und Chlor. Bei Chlor besteht die Besonderheit, dass es ein Halogen ist und als zweiatomiges Molekül \(\ce{(Cl_2)}\) vorliegt.
Die Edukte sind also: \(\ce{Mg}\), \(\ce{Cl_2} \)
Nun musst du überlegen, wie Magnesium- bzw. Chlor-Atome aufgebaut sind und welche Ionen sie bilden. So findest du heraus, welcher der beiden Reaktionspartner eher danach strebt, Elektronen abzugeben (Oxidation) und welcher Reaktionspartner eher danach strebt, Elektronen aufzunehmen (Reduktion).
Betrachten wir zuerst Magnesium. Magnesium steht in der zweiten Hauptgruppe des Periodensystems. Magnesium hat also zwei Elektronen auf der äußersten Schale. Bei der Bildung eines Magnesium-Ions gibt das Magnesium-Atom zwei Elektronen ab, um eine voll besetzte Außenschale zu erreichen. Es entsteht ein zweifach positiv geladenes Magnesium-Ion \(\ce{(Mg^{2+})}\).
Chlor steht in der siebten Hauptgruppe. Chlor hat somit sieben Außenelektronen. Bei der Bildung eines Chlor-Ions nimmt das Chloratom ein Elektron auf, um eine voll besetzte Außenschale mit acht Elektronen zu erreichen. Es bildet sich ein einfach negativ geladenes Chlorid-Ion \(\ce{(Cl^-)}\).
2. Aufstellung der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion
Mit dem Wissen, dass Magnesium-Atome bei der Bildung eines Ions zwei Elektronen abgeben und Chlor-Atome ein Elektron aufnehmen, können wir die Teilgleichungen für die Oxidation und Reduktion aufstellen.
Die Oxidation ist die Abgabe von Elektronen. Ein Magnesium-Atom gibt zwei Elektronen ab bei der Ionenbildung, also findet hier die Oxidation statt.
Wir notieren die Teilgleichung für die Oxidation. Auf der linken Seite der Gleichung steht das Edukt Magnesium (Mg). Auf der rechten Seite stehen die Produkte, ein Magnesium-Ion und die zwei Elektronen, die abgegeben werden.
\(\ce{Mg\rightarrow Mg^{2+} + 2e^-}\)
Die Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen. Jedes Chlor-Atom nimmt ein Elektron auf bei der Ionenbildung, also findet hier die Reduktion statt.
Wir notieren die Teilgleichung für die Reduktion. Auf der linken Seite der Gleichung stehen die Edukte. Dies sind zum einen Chlor-Teilchen und zum anderen die Elektronen, die aufgenommen werden. Hierbei musst du bedenken, dass Chlor als zweiatomiges Molekül \(\ce{(Cl_2)}\) vorliegt. Jedes Chlor-Atom nimmt ein Elektron auf. Insgesamt werden von den zwei Chlor-Atomen in einem Chlor-Molekül also zwei Elektronen aufgenommen. Auf der rechten Seite stehen die Produkte, also die entstehenden Chlorid-Ionen.
\(\ce{Cl_{2} + 2e^{-}\rightarrow 2Cl^{-}}\)
3. Ausgleich der aufgenommenen bzw. abgegebenen Elektronen
Im nächsten Schritt müssten die aufgenommenen und abgegebenen Elektronen ausgeglichen werden. In diesem Fall ist die Anzahl an abgegebenen Elektronen gleich zwei. Die Anzahl der aufgenommenen Elektronen ist ebenfalls gleich zwei, sodass kein weiterer Ausgleich vorgenommen werden muss. In dem zweiten Beispiel weiter unten kannst du lernen, wie du die abgegebenen und aufgenommenen Elektronen ausgleichen kannst.
4. Aufstellen einer Bruttoreaktionsgleichung und ggf. Rausstreichen von Teilchen
Nun können die beiden Teilgleichungen zu einer Gesamtgleichung zusammengeführt werden. Dazu wird alles, was sich bei den beiden Teilgleichungen auf der linken Seite befindet, gemeinsam auf der linken Seite notiert und alles, was sich in den beiden Teilgleichungen auf der rechten Seite befindet, wird in der Gesamtgleichung gemeinsam auf der rechten Seite notiert.
\(\ce{Mg + Cl_{2} +2e^{-}\rightarrow Mg^{2+} +2e^{-} +2Cl^{-}}\)
Nun können Teilchen, die sich auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung befinden, wie z.B. die Elektronen, herausgestrichen werden.
\(\ce{Mg + Cl_{2} +\cancel{2e^{-}}\rightarrow Mg^{2+} +\cancel{2e^{-}} +2Cl^{-}}\)
Wir erhalten folgende Nettogleichung:
\(\ce{Mg + Cl_{2}\rightarrow Mg^{2+} +2Cl^{-}}\)
Die Magnesium- und Chlorid-Ionen verbinden sich zu dem neu entstandenen Stoff Magnesiumchlorid: \(\ce{MgCl_2}\).
Die Reaktionsgleichung lautet also:
\(\ce{Mg +Cl_{2}\rightarrow MgCl_{2}}\)
5. Überprüfung der aufgestellten Gleichung (Gesetz zur Erhaltung der Masse, Ladungsbilanz)
Nun wird noch einmal überprüft, ob das Gesetz von der Erhaltung der Masse und die Ladungsbilanz eingehalten werden.
Dazu kannst du zum einen überprüfen, ob links und rechts die gleiche Anzahl an Atomen jeder Sorte vorhanden ist. Zum anderen solltest du prüfen, ob die Ladung rechts und links gelich ist (Tabelle 1). Die Ladungs- und Massenbilanz stimmen und die Redoxgleichung ist fertig aufgestellt.
| Ladung | Magnesium-Atome | Chlor-Atome | |
|---|---|---|---|
| linke Seite der Gleichung | \(\ce \pm 0\) | \(\ce1\) | \(\ce2\) |
| rechte Seite der Gleichung | \(\ce \pm 0\) | \(\ce1\) | \(\ce2\) |
Ein weiteres Beispiel: Reaktion von Aluminium und Chlor
Aluminium und Chlor reagieren miteinander zu Aluminiumchlorid. Für diese Reaktion soll die Redoxgleichung aufgestellt werden.
1. Identifizierung der Teilchen, die Elektronen abgeben bzw. aufnehmen
Um zu bestimmen, welche Teilchen Elektronen abgeben und welche Elektronen aufnehmen, werden zuerst die Edukte und Produkte in der Formelschreibweise notiert.
Die Edukte der Reaktion sind dir bekannt: Aluminium \(\ce{(Al)}\) und Chlor. Bei Chlor besteht die Besonderheit, dass es ein Halogen ist und als zweiatomiges Molekül \(\ce{(Cl_2)}\) vorliegt.
Die Edukte sind also: \(\ce{Al}\), \(\ce{Cl_2}\)
Nun musst du überlegen, wie Aluminium- bzw. Chlor-Atome aufgebaut sind und welche Ionen sie bilden. So findest du heraus, welcher der beiden Reaktionspartner eher danach strebt, Elektronen abzugeben (Oxidation) und welcher Reaktionspartner eher danach strebt, Elektronen aufzunehmen (Reduktion).
Betrachten wir zuerst Aluminium. Aluminium steht in der dritten Hauptgruppe des Periodensystems. Aluminium hat also drei Elektronen auf der äußersten Schale. Bei der Bildung eines Aluminium-Ions gibt das Aluminium-Atom drei Elektronen ab, um eine voll besetzte Außenschale zu erreichen. Es entsteht ein dreifach positiv geladenes Aluminium-Ion \(\ce{(Al^{3+})}\).
Chlor steht in der siebten Hauptgruppe. Chlor hat somit sieben Außenelektronen. Bei der Bildung eines Chlor-Ions nimmt das Chloratom ein Elektron auf, um eine voll besetzte Außenschale mit acht Elektronen zu erreichen. Es bildet sich ein einfach negativ geladenes Chlorid-Ion \(\ce{(Cl^-)}\).
2. Aufstellung der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion
Mit dem Wissen, dass Aluminium-Atome bei der Bildung eines Ions drei Elektronen abgeben und Chlor-Atome ein Elektron aufnehmen, können wir die Teilgleichungen für die Oxidation und Reduktion aufstellen.
Die Oxidation ist die Abgabe von Elektronen. Ein Aluminium-Atom gibt drei Elektronen ab bei der Ionenbildung, also findet hier die Oxidation statt.
Wir notieren die Teilgleichung für die Oxidation. Auf der linken Seite der Gleichung steht das Edukt Aluminium \(\ce{(Al)}\). Auf der rechten Seite stehen die Produkte, ein Aluminium-Ion und die drei Elektronen, die abgegeben werden.
\(\ce{ Al\rightarrow Al^{3+} +3e^{-}}\)
Die Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen. Jedes Chlor-Atom nimmt ein Elektron auf bei der Ionenbildung, also findet hier die Reduktion statt.
Wir notieren die Teilgleichung für die Reduktion. Auf der linken Seite der Gleichung stehen die Edukte. Dies sind zum einen Chlor-Teilchen und zum anderen die Elektronen, die aufgenommen werden. Hierbei musst du bedenlen, dass Chlor als zweiatomiges Molekül \(\ce{(Cl_2)}\) vorliegt. Jedes Chlor-Atom nimmt ein Elektron auf. Insgesamt werden von den zwei Chlor-Atomen in einem Chlor-Molekül also zwei Elektronen aufgenommen. Auf der rechten Seite stehen die Produkte, also die entstehenden Chlorid-Ionen.
\(\ce{Cl_{2} +2e^{-}\rightarrow 2Cl^{-}}\)
3. Ausgleich der aufgenommenen bzw. abgegebenen Elektronen
Im nächsten Schritt müssten die aufgenommenen und abgegebenen Elektronen ausgeglichen werden. In diesem Fall ist die Anzahl der abgegebenen Elektronen gleich drei. Die Anzahl der aufgenommenen Elektronen ist gleich zwei. Um die Anzahl an Elektronen einander anzugleichen, musst du das kleinste gemeinsame Vielfache der Anzahl an abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen suchen. In diesem Fall suchst du also das kleinste gemeinsame Vielfache von drei und zwei, da die Aluminium-Atome drei Elektronen abgeben und jedes Chlor-Molekül zwei Elektronen aufnimmt. Das kleinste gemeinsame Vielfache von zwei und drei ist sechs. Daraus kannst du den Faktor herleiten, mit dem du die jeweilige Teilgleichung multiplizieren musst, um einen Ausgleich an abgegebenen und aufgenommenen Elektronen zu erreichen. Die Oxidationsgleichung, bei der drei Elektronen abgegeben werden, muss also mit dem Faktor zwei multipliziert werden, um das kleinste gemeinsame Vielfache von sechs zu erreichen. Die Reduktionsgleichung, bei der zwei Elektronen aufgenommen werden, muss mit dem Faktor drei multipliziert werden, um das kleinste gemeinsame Vielfache von sechs zu erreichen.
Oxidation: \(\ce{Al\rightarrow Al^{3+} +3e^{-}\mid *\, 2}\)
\(\ce{2Al\rightarrow 2Al^{3+} +6e^{-}}\)
Reduktion: \(\ce{Cl_{2} +2e^{-}\rightarrow 2Cl^{-} \mid *\, 3}\)
\(\ce{3Cl_{2} +6e^{-}\rightarrow 6Cl^{-}}\)
4. Aufstellen einer Bruttoreaktionsgleichung und ggf. Rausstreichen von Teilchen
Nun können die beiden Teilgleichungen zu einer Gesamtgleichung zusammengeführt werden. Dazu wird alles, was sich bei den beiden Teilgleichungen auf der linken Seite befindet, gemeinsam auf der linken Seite notiert und alles, was sich in den beiden Teilgleichungen auf der rechten Seite befindet, wird in der Gesamtgleichung gemeinsam auf der rechten Seite notiert.
\(\ce{2Al +3Cl_{2} +6e^{-}\rightarrow 6Cl^{-} +2Al^{3+} +6e^{-}}\)
Anschließend können Teilchen, die sich auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung befinden, wie z.B. die Elektronen, herausgestrichen werden.
\(\ce{2Al +3Cl_{2} +\cancel{6e^{-}}\rightarrow 6Cl^{-} +2Al^{3+} +\cancel{6e^{-}}}\)
Du erhältst folgende Nettogleichung:
\(\ce{2Al +3Cl_{2}\rightarrow 6Cl^{-} +2Al^{3+}}\)
Nun musst du überlegen, wie sich die Aluminium- und Chlorid-Ionen auf der rechten Seite der Reaktionsgleichung verbinden können. Jeweils ein dreifach positiv geladenes Aluminium-Ion bildet mit drei negativ geladenen Chlorid-Ionen eine neue Verbindung. Diese neu entstandene Verbindung heißt Aluminiumchlorid und hat die chemische Formel \(\ce{AlCl_3}\). Da insgesamt zwei Aluminium-Ionen und sechs Chlorid-Ionen vorliegen, können sich zwei Moleküle Aluminiumchlorid bilden.
Die Reaktionsgleichung lautet also:
\(\ce{2Al +3Cl_{2}\rightarrow 2AlCl_{3}}\)
5. Überprüfung der aufgestellten Gleichung (Gesetz zur Erhaltung der Masse, Ladungsbilanz)
Zum Abschluss solltest du noch einmal überprüfen, ob das Gesetz von der Erhaltung der Masse und die Ladungsbilanz eingehalten werden.
Dazu wird zum einen überprüft, ob links und rechts die gleiche Anzahl an Atomen jeder Sorte vorhanden ist. Zum anderen wird die Ladung rechts und links überprüft (Tabelle 2). Die Ladungs- und Massenbilanz stimmen und die Redoxgleichung ist fertig aufgestellt.
| Ladung | Aluminium-Atome | Chlor-Atome | |
|---|---|---|---|
| linke Seite der Gleichung | \(\ce \pm0\) | \(\ce 2\) | \(\ce 6\) |
| rechte Seite der Gleichung | \(\ce \pm0\) | \(\ce 2\) | \(\ce 6\) |
Zusammenfassung
Bei einer Redoxreaktion laufen Oxidation und Reduktion zeitgleich ab. Bei einer Oxidation werden so viele Elektronen abgegeben, wie bei der gleichzeitig stattfindenden Reduktion aufgenommen werden. Die Anzahl an aufgenommenen und abgegebenen Elektronen kannst du bei Hauptgruppenelementen bestimmen, indem du dir überlegst, wie viele Elektronen das jeweilige Teilchen abgeben oder aufnehmen muss, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Zum Aufstellen von Redoxgleichungen gehst du nach dem folgenden Schema vor:
- Identifizierung der Teilchen, die Elektronen abgeben bzw. aufnehmen
- Aufstellung der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion (inkl. Ladungs- und Massenausgleich)
- Ausgleich der aufgenommenen bzw. abgegebenen Elektronen
- Aufstellen einer Bruttoreaktionsgleichung und ggf. Rausstreichen von Teilchen
- Überprüfung der aufgestellten Gleichung (Gesetz zur Erhaltung der Masse, Ladungsbilanz)