Redoxreaktion

Grundidee und Begriffe

Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der zwischen zwei Stoffen Elektronen übertragen werden. Ein Stoff wirkt als Reduktionsmittel, der andere als Oxidationsmittel. Dadurch ändern sich die Oxidationszustände der beteiligten Atome. Zur Beschreibung einer Redoxreaktion braucht man zwei Redox-Paare.

Oxidation bedeutet: Eine Verbindung, ein Ion oder ein Atom gibt ein oder mehrere Elektronen ab. Dabei wird die Oxidationszahl erhöht. Der Stoff, der Elektronen abgibt, heißt Reduktionsmittel und wird selbst oxidiert.

Reduktion bedeutet: Eine Verbindung, ein Ion oder ein Atom nimmt ein oder mehrere Elektronen auf. Dabei wird die Oxidationszahl erniedrigt. Der Stoff, der Elektronen aufnimmt, heißt Oxidationsmittel und wird selbst reduziert.

Beide Teilreaktionen laufen immer gleichzeitig ab. Manche Redoxreaktionen verlaufen langsam, zum Beispiel Korrosion oder aerobe Stoffwechselreaktionen. Andere verlaufen schnell und setzen Energie frei, zum Beispiel Verbrennungen oder Explosionen. In Redoxgleichungen können Oxidationszahlen hochgestellt angegeben werden, damit die Änderung der Oxidationszustände sichtbar wird.

Schematischer Ablauf

Im allgemeinen Schema gibt Stoff A als Elektronendonator ein Elektron ab und wirkt dadurch als Reduktionsmittel:

{displaystyle {ce {A -> A+ + e-}}}

Stoff B nimmt als Elektronenakzeptor dieses Elektron auf und wirkt dadurch als Oxidationsmittel:

{displaystyle {ce {B + e- -> B-}}}

Zusammen ergibt sich die Redoxreaktion:

{displaystyle {ce {A + B -> A+ + B-}}}

Dabei wird Stoff A oxidiert und Stoff B reduziert. Kurz zusammengefasst: Oxidation ist Elektronenabgabe und erhöht die Oxidationszahl; Reduktion ist Elektronenaufnahme und erniedrigt die Oxidationszahl.

Reaktionen mit Sauerstoff

Sauerstoff ist ein wichtiges Oxidationsmittel. Eine zentrale Redoxreaktion mit Sauerstoff ist die aerobe Atmung. In Körperzellen werden C-Atome aus organischen Verbindungen wie Kohlenhydraten oder Fettsäuren mit Sauerstoff oxidiert. Sauerstoff wird dabei zu Wasser beziehungsweise im Stoffwechselzusammenhang unter Bildung von Kohlenstoffdioxid reduziert, und Energie wird in Form von Adenosintriphosphat (ATP) gewonnen:

{displaystyle \mathrm {C_{6}H_{12}O_{6}+6\ O_{2}\longrightarrow 6\ CO_{2}+6\ H_{2}O} }

Auch Verbrennungen organischer Stoffe sind Redoxreaktionen. Kohlenstoff in Brennstoffen wirkt als Reduktionsmittel, Sauerstoff als Oxidationsmittel. Bei genügend Sauerstoff entsteht Kohlenstoffdioxid, bei Sauerstoffmangel auch Kohlenstoffmonoxid. Für Propan werden genannt:

Vollständige Verbrennung: {displaystyle \mathrm {2\ C_{3}H_{8}+10\ O_{2}\longrightarrow 6\ CO_{2}+8\ H_{2}O} }

Unvollständige Verbrennung: {displaystyle \mathrm {2\ C_{3}H_{8}+9\ O_{2}\longrightarrow 4\ CO_{2}+2\ CO+8\ H_{2}O} }

Auch pyrotechnische Artikel und Explosivstoffe beruhen auf schlagartig exothermen Redoxreaktionen. Die Knallgasreaktion ist die explosionsartige Verbrennung eines Gemisches aus Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasserdampf.

Viele Nichtmetalle können mit Sauerstoff zu Nichtmetalloxiden oxidiert werden. Ausnahmen sind Fluor und Edelgase. Fluor bildet mit Sauerstoff kein Oxid, weil Fluor ein stärkeres Oxidationsmittel als Sauerstoff ist und Sauerstoff zu Sauerstofffluoriden oxidiert.

Metalle sind mit Ausnahme der Edelmetalle mögliche Reduktionsmittel. Mit Sauerstoff bilden sie Metalloxide. Allgemein kann ein Metall M Elektronen abgeben:

{displaystyle {ce {M -> M^{2}+ + 2e-}}}

Sauerstoff nimmt Elektronen auf:

{displaystyle {ce {O2 + 4e- -> 2O^{2}-}}}

Zusammen: {displaystyle {ce {2M + O2 -> 2M^{2}+ + 2O^{2}-}}}

Je nach Metall und Bedingungen können auch Peroxide oder Nitride entstehen. Magnesium oder Gemische aus Eisen- und Aluminiumpulver reagieren mit Luftsauerstoff. Aluminium bildet eine schützende Oxidschicht, während Rost bei Eisen die Oberfläche zerstört und weitere Oxidation fördert.

Ohne Sauerstoff und technische Nutzung

Redoxreaktionen sind nicht auf Sauerstoff beschränkt. Auch Halogene, Wasserstoffperoxid, Peroxide, Superoxide, Ozon sowie sauerstoffhaltige Anionen wie Permanganate, Nitrate, Halogenate und Chromate können Oxidationsmittel sein. Ihre Stärke wird in Tabellen wie der elektrochemischen Spannungsreihe oder über Redoxpotentiale geordnet.

Kohlenstoff hat eine besondere Stellung. Er kann als Brennstoff und Reduktionsmittel mit Sauerstoff reagieren, aber auch im Hochofenprozess oxidische Erze reduzieren. Je nach Sauerstoffangebot wird er dabei zu Kohlenstoffmonoxid oder Kohlenstoffdioxid oxidiert. Mit Metallen der 1.–3. Hauptgruppe kann Kohlenstoff Carbide bilden; dabei kann Kohlenstoff als Oxidationsmittel wirken. Mit stärker elektronegativen Elementen wirkt Kohlenstoff meist als Reduktionsmittel.

In organischen Verbindungen kann Kohlenstoff verschiedene Oxidationszustände besitzen. Im Methan CH_{4} hat das C-Atom den niedrigst möglichen Oxidationszustand −4. Im Kohlendioxid, in Kohlensäure, Carbonaten und Harnstoff liegt Kohlenstoff im höchst möglichen Oxidationszustand +4 vor. Durch Reduktion mit Wasserstoff oder Metallhydriden können solche Verbindungen wieder in Stoffe mit niedrigerem Oxidationszustand überführt werden, zum Beispiel Aldehyde oder Alkohole.

Wasserstoff ist ein wichtiges Reduktionsmittel. Archaeen aus der Gruppe der Methanbildner können unter Sauerstoffabschluss Methan aus Kohlenstoffdioxid herstellen; dieser Vorgang heißt Methanogenese:

{displaystyle {ce {CO2 + 4H2 -> CH4 + 2H2O}}}

Technisch wird Wasserstoff unter anderem durch Dampfreformierung und Wassergas-Shift-Reaktion gewonnen:

{displaystyle \mathrm {CH_{4}+H_{2}O\rightarrow CO+3\ H_{2}} }

{displaystyle \mathrm {CO+H_{2}O\rightarrow CO_{2}+H_{2}} }

Seit 1913 wird Wasserstoff großtechnisch zur Reduktion von Stickstoff zu Ammoniak eingesetzt:

{displaystyle \mathrm {N_{2}+3\ H_{2}\longrightarrow 2\ NH_{3}} }

Das ist die Grundlage des Haber-Bosch-Verfahrens. Seit 1908 wird im Ostwald-Verfahren durch katalytische Oxidation von Ammoniak mit Sauerstoff Salpetersäure hergestellt. Für die Zukunft wird im Artikel genannt, dass Wasserstoff Kohlenstoff und seine Verbindungen als Reduktionsmittel in großtechnischen Redoxreaktionen, etwa bei der Stahlproduktion, ersetzen soll.

Metalle, Elektrochemie und Industrie

Metalle können starke Reduktionsmittel sein. Besonders Alkali- und Erdalkalimetalle sind stärker als Wasserstoff. Natrium und Calcium können Protonen aus Wasser zu elementarem Wasserstoff reduzieren und werden selbst zu Kationen oxidiert:

{displaystyle \mathrm {2\ Na+2\ H_{2}O\rightarrow 2\ NaOH+H_{2}} }

{displaystyle \mathrm {Ca+2\ H_{2}O\rightarrow Ca(OH){2}+H{2}} }

Aluminium kann zur Herstellung vieler Metalle aus ihren Oxiden dienen, wenn diese Metalle edler als Aluminium sind. Das aluminothermische Verfahren nutzt Aluminiumpulver oder -späne. Eine Mischung aus Eisenoxid und Aluminium heißt Thermit:

{displaystyle {ce {2Al + Fe2O3 -> Al2O3 + 2Fe}}}

Im Hochofenprozess werden oxidische Eisenerze mit Koks reduziert. Bei Sauerstoffmangel kann Kohlenstoffmonoxid als Reduktionsmittel entstehen und Eisenoxid zu Eisen reduzieren:

{displaystyle {ce {C + O2 -> CO2}}}

{displaystyle {ce {CO2 + C -> 2CO}}}

{displaystyle {ce {Fe2O3 + 3CO -> 3CO2 + 2Fe}}}

Die Elektrochemie untersucht den Zusammenhang zwischen elektrischen und chemischen Vorgängen. Wenn eine Redoxreaktion durch elektrischen Strom erzwungen wird oder selbst elektrischen Strom liefert, handelt es sich um einen elektrochemischen Vorgang. Die Vorgänge laufen an der Grenze zwischen Elektrode und Elektrolyt ab. Die Nernst-Gleichung beschreibt die Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials; die Marcus-Theorie beschreibt theoretisch die Übertragung von Außenelektronen in Lösung.

Wird eine Redoxreaktion durch eine äußere Spannung erzwungen, nennt man das Elektrolyse. Erzeugt eine chemische Reaktion eine messbare Spannung, liegt ein galvanisches Element vor. Beim Aufladen eines Akkumulators oder bei der Elektrolyse wird elektrische Energie zugeführt; beim Entladen einer Batterie oder bei einer Brennstoffzelle wird elektrische Energie gewonnen.

Lebensmittel, Analyse und Spezialfälle

Redoxreaktionen spielen auch bei Lebensmitteln eine Rolle. Bei der Herstellung von Margarine werden ungesättigte Fettsäuren in Pflanzenölen durch katalytische Hydrierung mit Wasserstoff reduziert. Diese Fetthärtung lässt sich so darstellen:

{displaystyle {ce {R-CH=CH-R + H2 -> R-CH2-CH2-R}}}

Ungesättigte Fettsäuren können mit Luftsauerstoff oxidieren und dabei ranzig riechende kurzkettige Carbonsäuren und Aldehyde bilden. Deshalb werden fetthaltigen Lebensmitteln Antioxidantien zugesetzt, die bevorzugt oxidiert werden und so Oxidationsreaktionen verhindern sollen.

Auch das Umröten von Fleisch durch nitritreiche Pökelsalze ist eine Redoxreaktion. Nitrit wirkt als Oxidationsmittel und wird zur Nitrosylgruppe reduziert; es entstehen stabile rote Komplexe wie Nitrosylmyoglobin und Nitrosylmetmyoglobin:

{displaystyle {ce {Mb + NO2- -> MMb+ + NO}}}

In der Analytik beruhen viele Nachweisreaktionen, Trennungsgänge, elektrochemische Analyseverfahren und Redox-Titrationen auf Redoxprozessen.

In der Biochemie sind Redoxreaktionen sehr wichtig. Häufig übertragen die Coenzyme NAD, NADP und FAD Reduktionsmittel in Form von Hydridionen. Diese Reduktionsäquivalente dienen oft dazu, Energie durch Substratkettenphosphorylierung oder oxidative Phosphorylierung in Form von GTP beziehungsweise ATP umzuwandeln.

Bei der Photosynthese bilden grüne Pflanzen aus Kohlenstoffdioxid und Wasser unter Lichtzufuhr Glucose und Sauerstoff:

{displaystyle {ce {6CO2 + 12H2O -> C6H12O6 + 6O2 + 6H2O}}}

Die Umkehrreaktion ist die Zellatmung:

{displaystyle {ce {C6H12O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6H2O}}}

Bei der alkoholischen Gärung wandeln Organismen wie Bäckerhefe Zucker in Ethanol und Kohlenstoffdioxid um und gewinnen Energie:

{displaystyle {ce {C6H12O6 + 2ADP + 2P_{i}-> 2C2H5OH + 2CO2 + 2ATP}}}

Spezialfälle sind Komproportionierung und Disproportionierung. Bei der Komproportionierung reagieren Verbindungen mit niedriger und hoher Oxidationsstufe desselben Elements zu einer Verbindung mittlerer Oxidationsstufe. Bei der Disproportionierung entstehen aus Elementen mittlerer Oxidationsstufe Verbindungen mit niedrigerer und höherer Oxidationsstufe. Ein Beispiel ist:

{displaystyle \mathrm {2\ H_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ H_{2}O+O_{2}} }

Solche Reaktionen verlaufen häufig unter Einfluss eines Katalysators.