Redoxreaktion

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Die Verbrennung – Redoxreaktion mit Sauerstoff in der Luft als Oxidationsmittel und mit Kohlenstoff im Holz als Reduktionsmittel

Eine Redoxreaktion (eigentlich Reduktions-Oxidations-Reaktion) ist eine chemische Reaktion, bei der ein Reaktionspartner Elektronen auf einen anderen Reaktionspartner überträgt. Der Reaktionspartner, der die Elektronen abgibt, (z. B. Wasserstoff bei Reaktion mit Sauerstoff), wird als Reduktionsmittel bezeichnet, das durch Abgabe von Elektronen oxidiert wird und nach der Reaktion in der neu gebildeten Verbindung in oxidierter Form vorliegt, (hier z. B. als Proton im gebildeten Wasser). Der Reaktionspartner, der die Elektronen aufnimmt, (z. B. Sauerstoff) wird als Oxidationsmittel bezeichnet, wird durch die Aufnahme von Elektronen reduziert und liegt nach der Reaktion in reduzierter Form vor (hier z. B. als Oxid-Anion im gebildeten Wasser). Redoxreaktionen sind in der Chemie von grundlegender Bedeutung: aerobe Stoffwechsel- und alle Verbrennungsvorgänge, viele technische Produktionsprozesse und Nachweisreaktionen sind Elektronenübertragungsreaktionen und sind damit Redoxreaktionen.

Reaktionsablauf[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

In einer Redoxreaktion reagiert ein Stoff A, der Elektronen abgibt (genannt: Elektronendonator) als Reduktionsmittel mit einem Stoff B, der die Elektronen aufnimmt (genannt: Elektronenakzeptor) als Oxidationsmittel. Die allgemeinen Reaktionsschemata lauten:

Redoxpaar Oxidation: Stoff A gibt als Reduktionsmittel ein Elektron ab.
Redoxpaar Reduktion: Das Elektron wird vom Oxidationsmittel B aufgenommen.
Zusammenfassung Redoxreaktion: Stoff A gibt ein Elektron an Stoff B ab.

Um darzustellen oder um zu erkennen, welches Atom in einem Stoff im Verlauf einer Redoxreaktion oxidiert und welches Atom reduziert wird, können die Oxidationszahlen ermittelt und über die jeweiligen Atomsymbole geschrieben werden.

Zusammenfassung der beteiligten Vorgänge und Fachbegriffe
Oxidation Elektronenabgabe Reduktionsmittel → Produkt + e Oxidationszahl wird erhöht
Reduktion Elektronenaufnahme Oxidationsmittel + e → Produkt Oxidationszahl wird erniedrigt

Spezialfälle[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bei einer Komproportionierung (oder auch: Synproportionierung) reagieren Verbindungen, die ein Element in niedriger Oxidationsstufe (Reduktionsmittel) enthalten, zusammen mit Verbindungen, in denen das betreffende Element in höherer Oxidationsstufe (Oxidationsmittel) vorliegt, zu einer Verbindung mit mittlerer Oxidationsstufe.

Man spricht von einer Disproportionierung, wenn bei einer chemischen Reaktion Elemente mit mittlerer Oxidationsstufe in solche mit einer niedrigen und einer höheren übergehen.

Disproportionierung zweier Moleküle Wasserstoffperoxid zu Wasser und Sauerstoff.

Diese Reaktionen verlaufen häufig unter dem Einfluss eines Katalysators (Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt, ohne sich dabei zu verändern) ab.

Beispiele[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Jede Verbrennung ist eine Redoxreaktion mit Sauerstoff als Oxidationsmittel. So auch das Verbrennen von Benzin, Diesel und Kerosin in Kraftfahrzeugen, Schiffen und Flugzeugen. Kraftstoffe, die bei der Verbrennung viel Energie freisetzen, können als Raketentreibstoff verwendet werden. Weil in diesen Fällen in kurzer Zeit viel Sauerstoff benötigt wird, stammt der Sauerstoff nicht aus der Luft, sondern muss in flüssiger Form aus einem Sauerstofftank zugeführt werden. Auch in der Pyrotechnik wird auf Reaktionen von meist festen Reduktionsmitteln mit festen Oxidationsmitteln für verschiedene Feuerwerkseffekte gesetzt. Bei Explosivstoffen kommt es zu einer schlagartig exothermen Redoxreaktion, bei der Gase frei werden, die sich temperaturbedingt stark ausdehnen und somit die Sprengkraft, oder bei Raketen die Triebkraft bewirken. Bekannt ist auch die als Explosion ablaufende Verbrennung eines Gasgemisches aus Wasserstoff und Sauerstoff (Knallgas, bzw. Knallgasreaktion), bei der als Reaktionsprodukt Wasserdampf (H2O) entsteht.

Bildung von Metalloxiden[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Reagiert ein Metallatom mit einem Sauerstoffatom, so kann man die Oxidation des Metalls anhand folgender Reaktionsgleichungen nachvollziehen:

Oxidation: Das Metall M gibt zwei Elektronen ab.
Reduktion: Sauerstoff nimmt pro Atom je zwei Elektronen auf.
Redoxreaktion: Sauerstoff oxidiert das Metall und wird dabei selbst reduziert.

Sauerstoff hat in diesem Fall das Bestreben, durch Aufnahme von zwei Elektronen eine stabile Valenzelektronenschale mit insgesamt acht Elektronen aufzubauen (Oktettregel). Das Metall wiederum kann durch Abgabe der Elektronen teilbesetzte Schalen auflösen und so die nächstniedrigere stabile Elektronenkonfiguration erreichen. Wird Eisen oxidiert, so entsteht der aus dem Alltag bekannte Rost. Beim aktiven kathodischen Korrosionsschutz werden wiederum Redoxreaktionen ausgenutzt.

Großtechnische Redoxvorgänge[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die Verbrennung von fossilen Energieträgern wie Kohle, Erdöl, Erdgas wird in Wärmekraftwerken genutzt, um elektrische Energie zu erzeugen. Zahlreiche Reaktionen aus dem Themenbereich der Metallurgie sind klassische Beispiele für technisch bedeutsame Redoxreaktionen in der Industrie.

Hochofenprozess[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Beim Hochofenprozess wird Eisen mit Koks reduziert. Als Nebenreaktion entsteht unter anderem das starke Reduktionsmittel Kohlenmonoxid, welches bei Sauerstoffmangel im Hochofen nicht sofort zu Kohlenstoffdioxid weiter reagiert.[1]

1)
Energie liefernde Verbrennung des Kokses.
2)
Erzeugung des gasförmigen Reduktionsmittels Kohlenstoffmonoxid. Boudouard-Gleichgewicht
3)
Reduktion des Eisenoxids zu elementarem Eisen.

Thermitverfahren[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Thermitverfahren zum Schweißen von Eisenbahnschienen

Zur Herstellung von zahlreichen Metallen aus ihren Oxiden kann Aluminium als Reduktionsmittel verwendet werden, wenn die Metalle edler als Aluminium sind. Das Verfahren, bei dem Aluminiumpulver oder -späne eingesetzt werden, heißt aluminothermisches Verfahren. Eine Mischung aus Eisenoxid und Aluminium wird Thermit genannt und konnte sowohl zum Zusammenschweißen von Eisenbahnschienen als auch zur Zündung von Stabbrandbomben verwendet werden.

Lebensmittel[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bei der Herstellung von Margarine werden Pflanzenöle katalytisch hydriert (Fetthärtung).

ungesättigte Fettsäuren werden mit Wasserstoff hydriert.

Die Umrötung von Fleisch durch Pökelsalze ist ebenfalls eine Redoxreaktion. Es kommt zur Ausbildung stabiler Komplexe leuchtend roter Farbe (Nitrosylmyoglobin und Nitrosylmetmyoglobin).[2]

Durch Zugabe von Nitrit zu Myoglobin entsteht Metmyoglobin und Nitrosyl.

Fetthaltigen Lebensmitteln werden Antioxidantien zugesetzt, um Oxidationsschäden am Produkt (und damit ein Ranzigwerden) zu verhindern. Stattdessen werden die zugesetzten Antioxidantien oxidativ angegriffen.

Analytik[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Zahlreiche Analysemethoden basieren auf Redoxprozessen. Klassische Nachweisreaktionen oder Trennungsgänge basieren zum Teil auf Redoxreaktionen. Ebenso moderne elektrochemische Analysemethoden und die quantitative Redoxtitration.

Synthesechemie[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Im Haber-Bosch-Verfahren wird Ammoniak durch Reduktion von Stickstoff mit dem Reduktionsmittel Wasserstoff hergestellt.

Ammoniak ist ein wichtiges Vorläuferprodukt für die Gewinnung von stickstoffhaltigen Düngemitteln und für die Landwirtschaft von großer Bedeutung. Ammoniak als H-reiche Speicherverbindung für Wasserstoff gewinnt zunehmend auch dadurch an Bedeutung, dass es in einer Redoxreaktion mit Sauerstoff als Oxidationsmittel zu Stickstoff und Wasser verbrannt, d. h. oxidiert werden kann.[3]

Biochemie[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Viele zellbiologische Prozesse basieren auf Redox-Reaktionen. Häufig beteiligt sind die Coenzyme NAD, NADP und FAD, die Reduktionsmittel in Form von Hydridionen übertragen. Diese Reduktionsäquivalente dienen oft dazu, Energie durch Substratkettenphosphorylierung oder oxidative Phosphorylierung in Form von GTP bzw. ATP umzuwandeln.

Zellatmung und Photosynthese[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Bei der Zellatmung wird Glucose (Traubenzucker) zu Kohlenstoffdioxid oxidiert und Sauerstoff zu Wasser reduziert. Die vereinfachte Summenformel lautet:

Aus einem Molekül Glucose und sechs Molekülen Sauerstoff werden sechs Moleküle Kohlenstoffdioxid und sechs Moleküle Wasser.

Die Umkehrreaktion ist die Photosynthese, bei der grüne Pflanzen aus Kohlenstoffdioxid und Wasser – durch Energiezufuhr (Licht) – Traubenzucker (Glucose) aufbauen und Sauerstoff freisetzen. Die Brutto-Reaktionsgleichung lautet:

Alkoholische Gärung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Organismen wie die Bäckerhefe können während der alkoholischen Gärung Zucker zu Trinkalkohol (Ethanol) und Kohlenstoffdioxid umwandeln um daraus Energie zu gewinnen.

Methanbildung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Archaeen aus der Gruppe der Methanbildner können unter Sauerstoffabschluss Methan aus Kohlenstoffdioxid herstellen. Der Vorgang wird Methanogenese genannt.

Elektrochemie[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die Elektrochemie ist das Teilgebiet der physikalischen Chemie, welches sich mit dem Zusammenhang zwischen elektrischen und chemischen Vorgängen befasst. Wenn daher eine Redoxreaktion durch einen elektrischen Strom erzwungen wird oder einen solchen liefert, so ist dies ein elektrochemischer Vorgang. Die für die Elektrochemie entscheidenden Vorgänge laufen dabei an der Phasengrenze ab. Die Elektrochemie ist also die Wissenschaft der Vorgänge zwischen einem Elektronenleiter (Elektrode) und einem Ionenleiter (Elektrolyt). Von zentraler Bedeutung ist die Nernst-Gleichung, welche die Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials beschreibt. Dies lässt sich mithilfe der Redox-Titration analytisch nutzen um Ionen in Lösung zu bestimmen. Theoretisch wird die Übertragung von Außenelektronen in Lösung durch die Marcus-Theorie beschrieben.

Galvanische Elemente, Akkumulatoren und Elektrolyse[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Wird die Redoxreaktion durch eine von außen angelegte elektrische Spannung erzwungen, nennt man diesen Vorgang Elektrolyse – wird durch die chemische Reaktion geeigneter Substanzen eine messbare Spannung hervorgerufen, so liegt ein galvanisches Element vor. Diese Spannungen (Redoxpotentiale) sind charakteristisch für die jeweiligen Reaktionen und auf einer Skala dokumentiert, der elektrochemischen Spannungsreihe. Hier wird die Stärke eines Oxidations- oder Reduktionsmittels messbar.

Elektrochemische Redoxreaktionen laufen in einer galvanischen Zelle ab:

  • Bei der Elektrolyse und dem Aufladen eines Akkumulators wird dabei elektrische Energie zugeführt.
  • Beim Entladen einer Batterie oder bei Stromentnahme aus einer Brennstoffzelle erhält man elektrische Energie, die im reversiblen Fall bei einem gegen Null tendierenden elektrischen Strom (I = 0) der Gibbs-Energie der Reaktion entspricht.

Literatur[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  • Peter W. Atkins: Physikalische Chemie. 3. korrigierte Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 2001, ISBN 3-527-30236-0.
  • Charles E. Mortimer, Ulrich Müller: Chemie. Thieme, Stuttgart 2015, ISBN 978-3-13-484312-5.

Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Commons: Redoxreaktionen – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien
Wiktionary: Redoxreaktion – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. Guido Kickelbick: Chemie für Ingenieure. 1. Auflage. Pearson Studium, 2008, ISBN 978-3-8273-7267-3, S. 176.
  2. Hans-Dieter Belitz, Werner Grosch, Peter Schieberle: Lehrbuch der Lebensmittelchemie. 6. vollständig überarbeitete Auflage. Springer, Berlin / Heidelberg 2008, ISBN 978-3-540-73201-3, S. 593, doi:10.1007/978-3-540-73202-0.
  3. Siemens UK, abgerufen am 5. Juli 2018.