Redox-Paar

Grundidee

Ein Redox-Paar, auch korrespondierendes Redox-Paar genannt, besteht aus den beiden Teilnehmern einer Teilreaktion, also einer Halbreaktion, innerhalb einer Redoxreaktion. Es beschreibt dieselbe chemische Einheit in zwei Formen: als reduzierte Form und als oxidierte Form.

Allgemein gilt:

Red ⇌ Ox + n e−

Dabei steht Red für die reduzierte Form, Ox für die oxidierte Form eines Teilchens, also eines Moleküls, Atoms oder Ions. n gibt die Anzahl der Elektronen e− an, die beim Übergang ausgetauscht werden.

Rollen von Red und Ox

Liest man die Gleichung von links nach rechts, gibt Red Elektronen ab und wirkt damit als Elektronendonator. Diese Abgabe von Elektronen heißt Oxidation.

Liest man die Gleichung von rechts nach links, nimmt Ox Elektronen auf und wirkt als Elektronenakzeptor. Diese Aufnahme von Elektronen heißt Reduktion.

Man kann Red auch als Reduktionsmittel bezeichnen, weil es selbst oxidiert wird und dadurch einen anderen Stoff reduzieren kann. Ox kann als Oxidationsmittel bezeichnet werden, weil es selbst reduziert wird und dadurch einen anderen Stoff oxidieren kann.

Zwei Redox-Paare

Zur Beschreibung einer vollständigen Redoxreaktion sind immer zwei Redox-Paare nötig. Der Grund ist, dass unter üblichen chemischen Bedingungen keine freien Elektronen existieren. Wenn in einer Teilreaktion ein Elektron formal abgegeben wird, muss es in einer zweiten Teilreaktion aufgenommen werden.

Allgemein kann man das so darstellen:

Red1 ⇌ Ox1 + e−

Ox2 + e− ⇌ Red2

Zusammen ergibt sich:

Red1 + Ox2 ⇌ Ox1 + Red2

Damit verbindet eine Redoxreaktion immer eine Oxidation mit einer Reduktion.

Kupfer und Silberionen

Ein Beispiel ist die freiwillig ablaufende Reaktion von elementarem Kupfer mit gelösten Silberionen in wässriger Lösung. Kupfer hat ein Redoxpotential von +0,34 V, Silberionen haben ein Redoxpotential von +0,80 V.

Dabei wird Kupfer zu löslichen Cu2+-Kationen oxidiert:

Cu → Cu2+ + 2 e−

Gleichzeitig werden Silber-Kationen zu elementarem Silber reduziert:

2 Ag+ + 2 e− → 2 Ag

Die gesamte Redoxreaktion lautet:

Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag

Das gebildete elementare Silber scheidet sich auf überschüssigem Kupfer ab.

Komplexere Teilreaktionen

Bei komplexeren Teilreaktionen ist es hilfreich, die Oxidationszahlen zu betrachten. Oxidationszahlen geben an, welche formale Ladung ein Atom in einer Verbindung besitzt; dadurch erkennt man, welche Atome oxidiert oder reduziert werden.

Als Beispiel nennt der Artikel eine wässrige, saure Lösung, in der Natriumnitrit zu Natriumnitrat oxidiert wird, wenn Kaliumpermanganat als starkes Oxidationsmittel zugesetzt wird. Dabei werden Permanganat-Anionen zu Mn2+-Ionen reduziert, während die Oxidationsstufen der übrigen Atome unverändert bleiben.

Die angegebene Teilreaktion lautet:

MnO4− + 8 H3O+ + 5 e− → Mn2+ + 12 H2O

Dabei ändert Mangan seine Oxidationszahl von +7 in MnO4− zu +2 in Mn2+.