Redoxreaktionen als Elektronenübertragungen

Sicherlich standest du auch schon einmal vor der Aufgabe, eine Reaktionsgleichung aufzustellen. Bei komplexen Redoxgleichungen kann das normale Aufstellen von Reaktionsgleichungen jedoch sehr mühsam und fehlerbehaftet sein. In diesem Beitrag zeigen wir dir daher, wie du mit Hilfe von Oxidationszahlen Schritt für Schritt zuerst Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion getrennt voneinander aufstellen und daraus dann eine Redoxgleichung ableiten kannst.

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: 

1. Identifizierung der Teilchen, die Elektronen abgeben bzw. aufnehmen 
2. Aufstellung der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion (inkl. Ladungs- und Massenausgleich) 
3. Ausgleich der aufgenommenen bzw. abgegebenen Elektronen 
4. Aufstellen einer Bruttoreaktionsgleichung und ggf. Rausstreichen von Teilchen 
5. Überprüfung der aufgestellten Gleichung (Gesetz zur Erhaltung der Masse, Ladungsbilanz)

Komplexe Redoxreaktionen im sauren und alkalischen Milieu 

Wir beginnen mit einem Beispiel im sauren Milieu. Permanganat-Ionen \(\ce{(MnO_4^-)}\) reagieren in saurer Lösung mit Wasserstoffperoxid \(\ce{(H_2O_2)}\). Dabei entstehen u.a. Sauerstoff \(\ce{(O_2)}\) und Mangan-Ionen \(\ce{(Mn^{2+})}\). Für diese Reaktion soll die Reaktionsgleichung aufgeschrieben werden. 

1. Identifizierung der Teilchen, die Elektronen abgeben bzw. aufnehmen 

Um zu bestimmen, welches Teilchen Elektronen abgibt (oxidiert) und welches Elektronen aufnimmt (reduziert), werden zuerst die Edukte und Produkte in der Formelschreibweise notiert und ihre Oxidationszahlen bestimmt. Bei dem Teilchen, das Elektronen abgibt, erhöht sich die Oxidationszahl, bei dem Teilchen, das Elektronen aufnimmt, verringert sie sich.  

Edukte: \(\ce{\overset{+VII}{Mn} \overset{-II}{O^{-}_{4}},\overset{+I}{H2} \overset{-I}{O2}}\)

Sauerstoff-Atome sind elektronegativer als Mangan-Atome und erhalten daher die negative Oxidationszahl \(\ce {–II}\). Insgesamt ist das Permanganat-Ion einfach negativ geladen. Ein Mangan-Atom muss in diesem Ion daher die Oxidationszahl \(\ce {+VII}\) haben, damit die Summe der Oxidationszahlen der Ladung des Ions von \(\ce {-I}\) entspricht. Im Wasserstoffperoxid-Molekül ist das Sauerstoff-Atom ebenfalls elektronegativer und erhält somit die negative Oxidationszahl. Anders als in den meisten Verbindungen hat ein Sauerstoff-Atom hier allerdings die Oxidationszahl \(\ce {–I}\). Ein Wasserstoff-Atom muss somit die Oxidationszahl \(\ce {+I}\) haben, damit die Summe der Oxidationszahlen insgesamt der Ladung des Moleküls \(\ce {(=0)}\) entspricht.  

Produkte: \(\ce{\overset{+II}{Mn^2+},\overset{\pm0}{O2}}\)

Das zweifach positiv geladene Mangan-Ion hat die Oxidationszahl \(\ce {+II}\), da die Oxidationszahl der Ladung des Ions entspricht. Sauerstoff liegt elementar vor, daher hat das Sauerstoff die Oxidationszahl \(\ce {±0}\). 

Wer wird nun oxidiert und wer reduziert?

Vor der Reaktion hat das Mangan-Atom die Oxidationszahl \(\ce {+VII}\), nach der Reaktion die Oxidationszahl \(\ce {+II}\). Diese Verringerung der Oxidationszahl kommt dadurch zustande, dass Elektronen aufgenommen werden. Somit läuft hier die Reduktion ab. Das Sauerstoff-Atom hat im Wasserstoffperoxid-Molekül vor der Reaktion die Oxidationszahl \(\ce {–I}\), nach der Reaktion ist die Oxidationszahl \(\ce {±0}\). Die Oxidationszahl erhöht sich, weil Elektronen abgegeben werden. Daher findet hier die Oxidation statt.  

2. Aufstellung der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion  

Nun können die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufgestellt werden. Auch bei diesen müssen wir darauf achten, dass Ladung und Masse auf beiden Seiten der Teilgleichungen identisch sind. Mit Hilfe der zuvor aufgestellten Oxidationszahlen kannst du bestimmen, wie viele Elektronen aufgenommen bzw. abgegeben wurden. Die Änderung der Oxidationszahl um eine Einheit entspricht der Aufnahme bzw. Abgabe eines Elektrons.   

Die Oxidationszahl von dem Mangan-Atom verringert sich von \(\ce{+VII}\) auf \(\ce{+II}\). Die Differenz zwischen den beiden Oxidationszahlen beträgt fünf. Daran kannst du ablesen, dass pro Mangan-Atom fünf Elektronen aufgenommen werden. 

Beim Sauerstoff findet eine Erhöhung der Oxidationszahl von \(\ce{–I}\) auf \(\ce{±0}\) statt. Die Differenz zwischen den beiden Oxidationszahlen beträgt eins. Daran kannst du ablesen, dass pro Sauerstoff-Atom ein Elektron abgegeben wird. Im Wasserstoffperoxid-Molekül sind jedoch zwei Sauerstoff-Atome vorhanden, sodass pro Wasserstoffperoxid-Molekül zwei Elektronen abgegeben werden. 

Die Teilgleichung für die Reduktion lautet also: 

\(\ce{MnO_{4}^- + 5e^-\rightarrow Mn^{2+}}\) 

Die Ladungs- und Massenbilanz stimmen so nicht. Auf der rechten Seite fehlen die Sauerstoffatome. Außerdem beträgt die Ladung links \(\ce{-6}\) und rechts \(\ce{+2}\). Da die Reaktion im sauren Milieu abläuft, kann die Ladung mit Hilfe von \(\ce{H^+}\)-Ionen ausgeglichen werden: 

\(\ce{MnO_{4}^- + 5e^- + 8H^+\rightarrow Mn^{2+}}\)

Die Ladung ist nun ausgeglichen und beträgt auf beiden Seiten in der Summe \(\ce{+2}\). Nun muss noch die Masse ausgeglichen werden. Dieser Massenausgleich erfolgt in der Regel durch das Ergänzen von Wasser. 

\(\ce{ MnO_{4}^- + 5e^{-} + 8H^{+}\rightarrow Mn^{2+} + 4 H_{2}O}\) 

Protonen (\(\ce{H^+}\)-Ionen) liegen in wässriger Lösung jedoch eher nicht vor. Korrekter ist die Verwendung von Oxonium-Ionen (\(\ce{H_3O^+}\)) anstelle der Protonen. Die Gleichung lautet dann: 

\(\ce{ MnO_{4}^- + 5e^{-} + 8H_{3}O^{+}\rightarrow Mn^{2+} + 12 H_{2}O}\) 

Die Teilgleichung für die Oxidation der Sauerstoff-Atome im Wasserstoffperoxid lautet:  

\(\ce{ H_{2}O_{2}\rightarrow O_{2} + 2e^-}\)

Auch hier stimmt die Massen- und Ladungsbilanz noch nicht. Der Ausgleich der Ladungsbilanz erfolgt wieder durch \(\ce{H^+}\)-Ionen, da wir uns in saurer Lösung befinden. 

\(\ce{H_{2}O_{2}\rightarrow O_{2 } + 2e^- + 2H^{+}}\) 

Nun ist sowohl die Masse als auch die Ladung ausgeglichen. Wir haben links und rechts eine Ladung von null. Außerdem haben wir links und rechts jeweils zwei Wasserstoff- bzw. Sauerstoff-Atome. 

Auch hier können nun die im Wasser eher nicht vorkommenden \(\ce{H^+}\)-Ionen durch die korrekteren Oxonium-Ionen (\(\ce{H_3O^+}\)) ersetzt werden. Dafür muss auf der linken Seite der Reaktionsgleichung zum Massenausgleich Wasser ergänzt werden. 

\(\ce{ H_{2}O_{2} + 2H_{2}O\rightarrow O_{2} +2e^{-} + 2H_{3}O^{+}}\) 

3. Ausgleich der aufgenommenen bzw. abgegebenen Elektronen  

Im nächsten Schritt müssen die aufgenommenen und abgegebenen Elektronen ausgeglichen werden. Dazu wird das kleinste gemeinsame Vielfache der abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen gesucht. In diesem Beispiel muss das kleinste gemeinsame Vielfache von zwei und fünf gefunden werden, da ein Mangan-Atom fünf Elektronen aufnimmt und pro Wasserstoffperoxid-Molekül zwei Elektronen von den Sauerstoff-Atomen abgegeben werden. Das kleinste gemeinsame Vielfache von zwei und fünf ist zehn. 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 zwei Elektronen abgegeben werden, muss also mit dem Faktor fünf multipliziert werden, um das kleinste gemeinsame Vielfache von zehn zu erreichen. Die Reduktionsgleichung, bei der fünf Elektronen aufgenommen werden, muss mit dem Faktor zwei multipliziert werden, um das kleinste gemeinsame Vielfache von zehn zu erreichen.  

Oxidation:          \(\ce{H_{2}O_{2} + 2H_{2}O\rightarrow O_{2} +2e^{-} +2H_{3}O^{+}                \mid *\, 5}\) 

                           \(\ce{5H_{2}O_{2} + 10H_{2}O\rightarrow 5O_{2} +10e^{-} +10H_{3}O^{+}}\) 

Reduktion:         \(\ce{MnO_{4}^- + 5e^{-} + 8H_{3}O^{+}\rightarrow Mn^{2+} + 12 H_{2}O    \mid *\, 2}\) 

                           \(\ce{2MnO_{4}^- + 10e^{-} + 16H_{3}O^{+}\rightarrow 2Mn^{2+} + 24 H_{2}O}\) 

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. 

\(\ce{ 5H_{2}O_{2} + 10H_{2}O + 2MnO_{4}^- + 10e^{-} + 16H_{3}O^{+}\rightarrow 5O_{2} +10e^{-} + 10H_{3}O^{+} +2Mn^{2+} + 24 H_{2}O}\)

Teilchen, die sich auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung befinden, wie z.B. die Elektronen oder Wassermoleküle, können herausgestrichen werden.   

\(\ce{5H_{2}O_{2} + \cancel\rm{10H_{2}O} + 2MnO_{4}^- + \cancel{10e^{-}} + \cancel{1}6 H_{3}O^{+}\rightarrow 5O_{2} + \cancel{10e^{-}} + \cancel{10H_{3}O^{+}} +2Mn^{2+} + \cancel{2}14 H_{2}O}\)

Du erhältst folgende Nettogleichung:  

\(\ce{5H_{2}O_{2} + 2MnO_{4}^- + 6H_{3}O^{+}\rightarrow 5O_{2} +2Mn^{2+} + 14 H_{2}O}\) 

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 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 1). 

Die Ladungsbilanz und die Anzahl der Atome jeder Sorte stimmen auf beiden Seiten der Redoxgleichung überein. Somit ist sie fertig aufgestellt. 

Ein weiteres Beispiel: Redoxreaktionen im alkalischen Milieu

Nun folgt ein Beispiel für eine Redoxreaktion, die im alkalischen Milieu abläuft. Permanganat-Ionen (\(\ce{MnO_4^-}\)) reagieren in alkalischer Lösung mit Sulfit-Ionen (\(\ce{SO_3^{2-}}\)). Dabei entstehen u.a. Mangan-\(\ce{(VI)}\)-Ionen (\(\ce{MnO_4^{2-}}\)) und Sulfat-Ionen (\(\ce{SO_4^{2-}}\)). Wir gehen wieder nach den bereits bekannten Schritten vor.

1. Identifizierung der Teilchen, die Elektronen abgeben bzw. aufnehmen 

Zuerst wird mit Hilfe der Oxidationszahlen bestimmt, welches Teilchen Elektronen abgibt und somit oxidiert wird und welches Teilchen Elektronen aufnimmt und somit reduziert wird. Zur Erinnerung: Bei dem Teilchen, das oxidiert wird und Elektronen abgibt, erhöht sich die Oxidationszahl, bei dem das reduziert wird und Elektronen aufnimmt, verringert sie sich.   

Edukte:  \(\ce{\overset{\ce{+VII}}{Mn}\overset{\ce{-II}}{O_{4}^-}}\), \(\ce{\overset{\ce{+IV}}{S}\overset{\ce{-II}}{O_{3}}^{2-}}\)

Das Sauerstoff-Atom ist elektronegativer als das Mangan-Atom und erhält daher die negative Oxidationszahl \(\ce{–II}\). Insgesamt ist das Permanganat-Ion einfach negativ geladen. Ein Mangan-Atom muss in diesem Ion daher die Oxidationszahl \(\ce{+VII}\) haben, damit die Summe der Oxidationszahlen der Ladung des Ions von \(\ce{-1}\) entspricht. Im Sulfit-Ion ist das Sauerstoff-Atom ebenfalls elektronegativer und erhält somit die negative Oxidationszahl \(\ce{-II}\). Ein Schwefel-Atom muss somit die Oxidationszahl \(\ce{+IV}\) haben, damit die Summe der Oxidationszahlen insgesamt der Ladung des Moleküls (\(\ce{-2}\)) entspricht.   

Produkte: \(\ce{\overset{\ce{+VI}}{Mn}\overset{\ce{-II}}{O_{4}^{2-}}}\), \(\ce{\overset{\ce{+VI}}{S}\overset{\ce{-II}}{O_{4}}^{2-}}\)

Das Sauerstoff-Atom ist elektronegativer als das Mangan-Atom und erhält daher die negative Oxidationszahl \(\ce{–II}\). Insgesamt ist das Ion zweifach negativ geladen. Ein Mangan-Atom muss in diesem Ion daher die Oxidationszahl \(\ce{+VI}\) haben, damit die Summe der Oxidationszahlen der Ladung des Ions von \(\ce{-2}\) entspricht. Im Sulfat-Ion ist das Sauerstoff-Atom ebenfalls elektronegativer und erhält somit die negative Oxidationszahl \(\ce{-II}\). Ein Schwefel-Atom muss somit die Oxidationszahl \(\ce{+VI}\) haben, damit die Summe der Oxidationszahlen insgesamt der Ladung des Moleküls (\(\ce{-2}\)) entspricht.   

Wer wird nun oxidiert und wer reduziert?   

Vor der Reaktion hat ein Mangan-Atom die Oxidationszahl \(\ce{+VII}\), nach der Reaktion die Oxidationszahl \(\ce{+VI}\). Da Elektronen aufgenommen werden, verringert sich die Oxidationszahl. Somit findet eine Reduktion statt. 

Ein Schwefel-Atom hat vor der Reaktion die Oxidationszahl \(\ce{+IV}\) und nach der Reaktion \(\ce{+VI}\). Es werden Elektronen abgegeben, daher erhöht sich die Oxidationszahl. Hier findet die Oxidation statt.

2. Aufstellung der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion   

Mit Hilfe der zuvor aufgestellten Oxidationszahlen kannst du bestimmen, wie viele Elektronen aufgenommen bzw. abgegeben wurden.  

Für Mangan, bei dem sich die Oxidationszahl von \(\ce{+VII}\) auf \(\ce{+VI}\) verringert hat, bedeutet dies, dass pro Mangan-Atom ein Elektron aufgenommen wird.  Dies erkennst du daran, dass die Differenz der Oxidationszahlen eins ist. 

Für Schwefel, bei dem sich die Oxidationszahl von \(\ce{+IV}\) auf \(\ce{+VI}\) erhöht, bedeutet dies, dass pro Schwefel-Atom zwei Elektronen abgegeben werden, da die Differenz zwischen den Oxidationszahlen zwei beträgt. 

Die Teilgleichung für die Reduktion lautet also:  

\(\ce{MnO_{4}^{-} + e^{-}\rightarrow MnO_{4}^{2-}}\) 

Die Teilgleichung für die Oxidation lautet:  

\(\ce{SO_{3}^{2-}\rightarrow SO_{4}^{2-} + 2e^{-}}\)

Hier stimmt die Massen- und Ladungsbilanz noch nicht. Auf der linken Seite beträgt die Ladung \(\ce{-2}\), auf der rechten Seite \(\ce{-4}\). Der Ausgleich der Ladungsbilanz erfolgt im alkalischen Milieu durch das Hinzufügen von Hydroxid—Ionen (\(\ce{OH^-}\)).  

\(\ce{SO_{3}^{2-} + 2OH^{-}\rightarrow SO_{4}^{2-} + 2e^{-}}\) 

Nun ist die Ladung ausgeglichen. Allerdings stimmt die Massenbilanz noch nicht, da auf der rechten Seite zwei Wasserstoff-Atome und ein Sauerstoff-Atom fehlen. Durch die Ergänzung eines Wasser-Moleküls auf der rechten Seite der Teilgleichung ist die Gleichung ausgeglichen. 

\(\ce{ SO_{3}^{2-} + 2OH^{-}\rightarrow SO_{4}^{2-} + H_{2}O + 2e^{-}}\) 

3. Ausgleich der aufgenommenen bzw. abgegebenen Elektronen   

Im nächsten Schritt müssen die aufgenommenen und abgegebenen Elektronen ausgeglichen werden. Zunächst wird das kleinste gemeinsame Vielfache der abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen gesucht. In diesem Beispiel werden bei der Oxidation zwei Elektronen abgegeben und bei der Reduktion ein Elektron aufgenommen. Das kleinste gemeinsame Vielfache von eins und zwei ist zwei. Die Reduktionsgleichung muss also mit zwei multipliziert werden, um bei der Oxidation- und Reduktion eine gleiche Anzahl an abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen zu erreichen 

Oxidation:           \(\ce{SO_{3}^{2-} + 2OH^{-}\rightarrow SO_{4}^{2-} + H_{2}O + 2e^{-}}\)

Reduktion:          \(\ce{MnO_{4}^{-} + e^{-}\rightarrow MnO_{4}^{2-}\mid *\, 2}\) 

                            \(\ce{2MnO_{4}^{-} + 2e^{-}\rightarrow 2MnO_{4}^{2-}}\)

4. Aufstellen einer Bruttoreaktionsgleichung und ggf. Rausstreichen von Teilchen 

Nun können die beiden Teilgleichungen zu einer Gesamtgleichung zusammengeführt werden.   

\(\ce{2MnO_{4}^{-} + 2e^{-} + SO_{3}^{2-} +2OH^{-}\rightarrow 2MnO_{4}^{2-} +SO_{4}^{2-} + H_{2}O + 2e^{-}}\)

Als nächstes werden Teilchen herausgestrichen, die sich auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung befinden.  

\(\ce{2MnO_{4}^{-} + \cancel{2e^{-}} + SO_{3}^{2-} +2OH^{-}\rightarrow 2MnO_{4}^{2-} +SO_{4}^{2-} + H_{2}O + \cancel{2e^{-}}}\) 

Du erhältst folgende Nettogleichung:   

\(\ce{2MnO_{4}^{-} + SO_{3}^{2-} +2OH^{-}\rightarrow 2MnO_{4}^{2-} +SO_{4}^{2-} + H_{2}O}\) 

5. Überprüfung der aufgestellten Gleichung (Gesetz zur Erhaltung der Masse, Ladungsbilanz)   

Zum Schluss kannst du noch einmal überprüfen, ob das Gesetz von der Erhaltung der Masse und die Ladungsbilanz eingehalten werden (Tabelle 2).  

Das Gesetz zur Erhaltung der Masse und die Ladungsbilanz stimmen und die Redoxgleichung ist fertig aufgestellt.