Chemie Klasse 9 Oxidation und Reduktion
Hallo,wir schrieben am Dienstag eine Arbeit und ich versteh das leider garnicht mit der Oxidation, Reduktion und Redoxreaktion. Wir werden sozusgaen 3 Schritte bekommen, wo sich immer was verändert mit dem obrigen Thema.Kann mir jemand erklären, wie ich da vorgehen muss und was ich alles wissen muss?Warum dann Atome dazukommen usw.Wir haben bisher nur 3 Atome : O, H und CBitte um Hilfe :S
4 Antworten
Moin,
also, was solltest du wissen?! - Fangen wir mal mit den Begriffen an:
Oxidation: Unter Oxidation versteht man einen Prozess, bei dem ein reagierendes Teilchen Elektronen abgibt. Kurz: Oxidation = Elektronenabgabe.
Das kann tatsächlich erfolgen, wie zum Beispiel bei der Reaktion zwischen Magnesium und Sauerstoff zu Magnesiumoxid, oder es findet theoretisch statt, wie zum Beispiel bei der Reaktion zwischen Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser. Was damit gemeint ist, erkläre ich unten noch genauer. - Früher (historisch) verstand man unter Oxidation eine Reaktion mit Sauerstoff. Aber dann erkannte man, dass es auch Reaktionen gibt, die im Grunde genau so ablaufen wie eine Reaktion mit Sauerstoff, nur dass dabei Sauerstoff gar nicht vorkommt. Darum hat man den Begriff "Oxidation" beibehalten, die Reaktion jedoch aber auf die Abgabe von Elektronen erweitert.
Reduktion: Unter Reduktion versteht man einen Prozess, bei dem ein reagierendes Teilchen Elektronen aufnimmt. Kurz: Reduktion = Elektronenaufnahme.
Auch das kann wieder real passieren, wie bei der Reaktion zwischen Magnesium und Sauerstoff zu Magnesiumoxid, oder wieder eher theoretisch, wie bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff zu Wasser. Vielleicht wunderst du dich, dass die Aufnahme von Elektronen und nicht die Abgabe von Elektronen Reduktion genannt wird (reduzieren ist doch verringern). Aber das kommt daher, dass Elektronen negativ geladene Teilchen sind. Wenn du aber ein negativ geladenes Teilchen aufnimmst, dann verringert sich deine Ladung (zum Beispiel von 0 auf 1- oder von 2- auf 3-...). Wenn du das Konzept der Oxidationszahlen schon hattest, dann weißt du vielleicht, dass die Aufnahme von Elektronen die Oxidationszahl verringert (also reduziert). Früher verstand man unter Reduktion den Entzug von Sauerstoff aus einer Verbindung. Aber es gibt auch hier Reaktionen, die nach dem Sauerstoffreduktionsprinzip ablaufen, bei denen aber gar kein Sauerstoff vorkommt. Darum die Erweiterung zur heutigen Vorstellung.
Zusammengefasst heißt das: Oxidation = Abgabe von Elektronen --> Erhöhung der Oxidationszahl. Reduktion = Aufnahme von Elektronen --> Reduzierung der Oxidationszahl.
Die Aufnahme und Abgabe von Elektronen in einer chemischen Reaktion ist immer miteinander gekoppelt. Daher sind Oxidation und Reduktion Teilprozesse ein und derselben Reaktion. Der gesamte Prozess wird dann auch Redoxreaktion genannt (Reduktions-Oxidations-Reaktion). Betrachten wir zwei Beispiele:
Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid. Die Reaktionsgleichung dazu lautet: 2 Mg + O2 --> 2 MgO. Im Einzelnen spielt sich dabei folgendes ab:
Magnesiumatome (Oxidationszahl 0, weil Element) haben zwei Außenelektronen (= Valenzelektronen). Hätten sie diese nicht, würde ihr äußeres Hauptenergieniveau wegfallen, das zweitäußerste Hauptenergieniveau wäre dann das äußerste und mit Elektronen voll besetzt. Das entspricht der Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon, die sehr stabil ist. Darum ist Magnesium bei Reaktionen "daran interessiert", die Valenzelektronen abzugeben und zu einem Magnesium-Ion zu werden (Oxidationszahl +II). Wenn es also einen Reaktionspartner findet, der die Valenzelektronen aufnähme, dann würde genau das passieren. Du erinnerst dich: Elektronenabgabe = Oxidation... Daher wäre dieser Teilprozess der Reaktion aus der Sicht von Magnesium eine Oxidation. Die dazu gehörende Teilgleichung sieht so aus:
Oxidation: Mg ---> Mg^2+ + 2e-
Das bedeutet: Aus einem Magnesiumatom (Oxidationszahl 0) wird ein zweifach positiv geladenes Magnesium-Ion (Oxidationszahl +II), indem es zwei Elektronen (e-) abgibt. Alles oben Angesprochene ist erfüllt: Elektronenabgabe = Oxidation --> Erhöhung der Oxidationszahl (von 0 auf +II).
Wohin gehen nun aber die Elektronen? Nun, sie werden vom anderen Reaktionspartner, dem Sauerstoff, aufgenommen. Sauerstoffatome (Oxidationszahl 0, da Element) haben 6 Valenzelektronen. Hätten sie zwei mehr, dann hätten sie die gleiche Elektronenkonfiguration wie das Edelgas Neon (schon wieder!), die bekanntlich sehr stabil ist. Darum sind Sauerstoffatome daran interessiert, in chemischen Reaktionen zwei Elektronen aufzunehmen und dadurch zu einem zweifach negativ geladenen Sauerstoff-Ion zu werden (Oxidationszahl –II). Dieser Teilprozess könnte theoretisch so aussehen:
Reduktion: O + 2e- ---> O^2–
Nun musst du aber bedenken, dass Sauerstoff zu den Elementen gehört, die nicht atomar, sondern nur in kleinen O2-Molekülen auftreten. Das heißt, du hast im elementaren Zustand nicht ein Sauerstoffatom vorliegen, sondern zwei! Darum müssen beide mit jeweils zwei Elektronen versorgt werden. Deshalb sieht die Reduktionsgleichung folgendermaßen aus:
Reduktion: O2 + 4e- ---> 2 O^2–
Auch hier wird alles oben Beschriebene bestätigt. Reduktion = Aufnahme von Elektronen --> Reduzierung der Oxidationszahl (von 0 auf –II pro Sauerstoffatom).
Weiter im Kommentar...
Und wieder weter geht's...
In nicht-ionischen Verbindungen wird einfach so getan, als wären Ionen vorhanden. Dabei spricht man immer dem Bindungspartner die bindenden Elektronenpaare vollständig zu, der die größere Elektronegativität besitzt, unabhängig davon, wie groß der Unterschied ist. Wenn die Zuordnung erfolgt ist, vergleicht man die Anzahl der zugesprochenen Elektronen mit der Anzahl an Valenzelektronen, die das betrachtete Teilchen als Atom hat und hält das Ergebnis als Oxidationszahl dieses Teilchens fest.
Wenn du das für das Wassermolekül (H-O-H) machst, kommst du zu folgendem Ergebnis: der Sauerstoff bekommt beide bindenden Elektronenpaare vollständig zugesprochen, denn er hat in beiden Fällen die größere Elektronegativität. Damit hat er acht Valenzelektronen (die beiden bindenden Elektronenpaare plus die beiden nichtbindenden, die hier nicht dargestellt werden können). Damit hat er zwei Elektronen mehr als ein Sauerstoffatom (das ja nur sechs Valenzelektronen besitzt). Zwei negativ geladene Elektronen mehr heißt: Oxidationszahl –II.
Umgekehrt haben die beiden Wasserstoffe jeweils gar kein Elektron mehr. Als Atom haben sie ein Elektron. Wenn also dieser eine negativ geladene Ladungsträger weg ist, resultiert die Oxidationszahl +I daraus. Beide Wasserstoffe haben also im Wassermoolekül die Oxidationszahl +I.
So, nach diesem ausführlichen Exkurs haben wir alles beisammen, um auch die Bildung von Wasser aus den Elementen Wasserstoff und Sauerstoff als Redoxreaktion nach moderner Definition zu erklären.
Zur Erinnerung: Oxidation = Elektronenabgabe --> Erhöhung der Oxidationszahl; Reduktion = Elektronenaufnahme --> Reduzierung der Oxidationszahl.
Als Elemente haben sowohl Wasserstoff als auch Sauerstoff die Oxidationszahl 0 (null). Außerdem ist zu berücksichtigen, dass auch Wasserstoff - genau wie Sauerstoff - als Element nicht atomar, sondern als H2-Molekül auftritt. Dann ergibt sich:
Oxidation: H2 ---> 2 H+ + 2e-
Reduktion: O2 + 4e- ---> 2 O^2–
Auch hier stößt du auf das Problem, dass die Zerlegung des Wasserstoffmoleküls in zwei Wasserstoff-Ionen nur zwei Elektronen liefert, du aber für die Zerlegung des Sauerstoffmoleküls in zwei Sauerstoff-Ionen 4 Elektronen brauchst. Daher musst du auch diesmal die Oxidationsgleichung mit "2" multiplizieren. Dann ergibt sich insgesamt:
Oxidation: 2 H2 ---> 4 H+ + 4e-
Reduktion: O2 + 4e- ---> 2 O^2–
Redoxgleichung: 2 H2 + O2 ---> 4 H+ + 2 O^2– (= 2 H2O)
Bis hierher haben wir enorm viel theoretischer Chemie erschlagen. Für die Erklärung von Redoxreaktionen wurden die Begriffe Oxidation und Reduktion definiert, die Ionenbindungen und die Atombindungen, die Elektronegativität und das Konzept der Oxidationszahlen gestreift und Redoxsysteme aufgestellt. Wenn du dir die Mühe machst, das alles zu studieren, dann solltest du keine Probleme mehr haben. Zwei letzte Beispiele sollen dir noch verdeutlichen, dass Redoxreaktionen auch ohne die Beteiligung von Sauerstoff nach gleichem Muster verlaufen:
Reaktion von Kohlenstoff und Wasserstoff zu Methan (CH4).
Reaktionsgleichung: 2 H2 + C ---> CH4
Im CH4-Molekül hat Kohlenstoff die Oxidationszahl –IV, denn alle vier bindenden Elektronenpaare werden ihm vollständig zugesprochen, da er stets gegenüber Wasserstoff die größere Elektronegativität besitzt (2,5 gegenüber 2,1). Damit hat Kohlenstoff im Methanmolekül acht Elektronen, während er als Atom nur vier Valenzelektronen besitzt. Vier Elektronen mehr heißt vier negative Ladungsträger mehr, also Oxidationszahl –IV. Umgekehrt haben alle vier Wasserstoffe jeweils die Oxidationszahl +I.
Oxidation: H2 ---> 2 H+ + 2e-
Reduktion: C + 4e- ---> C^4–
Multiplikation der Oxidationsgleichung mit "2", um die auftretenden Elektronen auszugleichen:
Oxidation: 2 H2 ---> 4 H+ + 4 e-
Reduktion: C + 4e- ---> C^4–
Redoxgleichung: 2 H2 + C ---> C^4– + 4 H+ (= CH4).
Reaktion von Barium und Chlor zu Bariumchlorid (BaCl2). Die Reaktionsgleichung lautet: Ba + Cl2 ---> BaCl2
Barium ist ein Metall, das 2 Valenzelektronen besitzt, die es gerne abgeben würde, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. Chloratome haben 7 Valenzelektronen, das heißt, ihnen fehlt 1 weiteres Elektron, um eine Edelgaselektronenkonfiguration zu erlangen. Chlor gehört ebenfalls zu den molekular auftretenden Elementen.
Oxidation: Ba ---> Ba^2+ + 2e-
Reduktion: Cl2 + 2 e- ---> 2 Cl-
Redoxgleichung: Ba + Cl2 ---> Ba^2+ + 2 Cl- (= BaCl2).
So, nun weißte fein Bescheid. Wenn du das alles nicht verstehst, weil du erst in der 9. Klasse bist, so poste doch mal zwei drei Beispiele, die ihr gemacht habt, damit man dir eventuell altersgemäßer antworten kann.
LG von der Waterkant.
Es kommen keine Atome dazu oder weg.
Bei Oxidation werden Elektronen abgegen und die Oxidationszahl steigt, bei Reduktion werden Elektronen aufgenommen und die Oxidationszahl sinkt.O hat in der Regel die Oxizahl -2, H ist +1 und C kannste dann berechnen.
Alle Oxidationszahlen in einem ungeladenen Molekül addiert ergeben immer 0.
Halogene haben die Oxizahl -1. Sie haben 7 Valenzelektronen. Um alleine, ohne andere Reinstoffe auf eine voll besetzte Schale* zu kommen, müssten sie ein Elektron aufnehmen. Bei Fluor sind 9 Protonen im Kern und es hat insgesamt 9 Elektronen im Normalzustand. Nimmt es jetzt ein Elektron auf ist es als Ion einfach negativ geladen, deshalb die Oxizahl -1.
Bei Redoxreaktion bilden sich aber nicht immer Ionen. Man denkt halt in Ionen, um die Wertigkeit der Elemente zu bestimmen.
Alkalimetalle haben die Oxizahl +1. Sie haben ein Valenzelektron, das sie dann, wenn sie Ionen bilden würden, abgeben. Erdalkalimetalle sind +2.
Die Oxidationszahl von Ionen entspricht ihrer Ladung. Also ein SO4^2- Ion hat die Oxidationszahl -2.
Elemente und Moleküle aus einem Element haben die Oxidationszahl 0. Also O2 hat die Zahl 0.
Beispiel mit Oxizahlen in Klammern:
2 Fe (0) + O2 (0) -> 2 [Fe (+2) O (-2)], FeO. Eisen hat Elektronen abgegeben, es ist Oxidiert. Die Oxizahl ist von 0 auf 2 gestiegen. Sauerstoff hat reduziert, es hat Elektronen aufgenommen und die Zahl ist von 0 auf -2 gesunken.
Eisen wäre in dem Fall dann zweiwertig. In anderen Verbindungen ist es manchmal dreiwertig.
also erst mal ne frage weißt du wie man oxidationszahlen aufstellt? und dann oxidation+reduktion nennt man redoxreaktion :D
bei einer redoxreaktion hast du ja immer ein atom was elektronen abgibt (Oxidation) und eins was elektronen aufnimmt (Reduktion) und anhand der oxidationszahlen siehst du wer elektronen abgibt und wer elektronen aufnimmt. wenn die oxidationszahl kleiner wird nimmt das atom elektronen auf wenn die oxidationszahl größer wird gibt das atom elektronen ab
Weiter geht's...
Wenn du nun beide Teilprozesse nacheinander aufschreibst, sieht das so aus:
Oxidation: Mg ---> Mg^2+ + 2e-
Reduktion: O2 + 4e- ---> 2 O^2–
Weil du für die Überführung eines elementaren Sauerstoffmoleküls in zwei Sauerstoff-Ionen insgesamt 4 Elektronen benötigst (zwei pro Sauerstoffatom), du aber pro Magnesiumatom nur 2 Elektronen erhältst, würde die Reaktion nicht ablaufen, wenn du nur ein Magnesiumatom und ein Sauerstoffatom hättest. Die Reaktion würde dagegen sehr wohl ablaufen, wenn du zwei Magnesiumatome und ein Sauerstoffmolekül hättest. Darum musst du die Oxidationsgleichung mit "2" multiplizieren, um auf die gleiche Elektronenanzahl in beiden Teilgleichungen zu kommen. Das sieht dann so aus:
Oxidation: Mg ---> Mg^2+ + 2e- I • 2
Oxidation: 2 Mg ---> 2 Mg^2+ + 4e-
Reduktion: O2 + 4e- ---> 2 O^2–
Und wenn du nun die Oxidations- und die Reduktionsteilgleichung wieder in einer Redoxgleichung zusammenführst, wobei du die 4e- weglässt, weil sie ja einmal vor, einmal hinter dem Reaktionspfeil stehen, dann sieht alles zusammen so aus:
Oxidation: 2 Mg ---> 2 Mg^2+ + 4 e-
Reduktion: O2 + 4e- ---> 2 O^2–
Redoxgleichung: 2 Mg + O2 ---> 2 Mg^2+ + 2 O^2-
Die entgegengesetzt geladenen Ionen auf der rechten Seite ziehen sich an und so entsteht letztlich die Verbindung Magnesiumoxid (MgO).
Im zweiten Beispiel - bei der Reaktion zwischen Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser - erscheint das insofern komplizierter zu sein, als es hier nicht zu einer echten Übergabe von Elektronen von einem zum anderen kommt, weil beide Bindungspartner daran interessiert sind, Elektronen aufzunehmen. Wasserstoffatome haben nämlich 1 Elektron. Hätten sie ein zweites, dann hätten sie die gleiche stabile Elektronenkonfiguration wie das Edelgas Helium. Darum sind sie im Grunde daran interessiert, ein Elektron aufzunehmen. Wie es bei Sauerstoff ist, weiß du schon aus dem Beispiel davor. Hier kommt es deshalb zu einem anderen Bindungstyp. Statt der Bildung von Ionen (die zu der Ionenbindung führt) werden hier Elektronenpaare gebildet, die sich zwischen den Atomrümpfen befinden und diese miteinander verbinden (= Atombindung). Das führt zu folgendem Molekül: H-O-H, wobei jeder Striche die beiden Elektronen symbolisiert, die das bindende Elektronenpaar bilden. Das Sauerstoffatom hat ja bekanntlich 6 Valenzelektronen. Zwei nutzt es, um jeweils eine Bindung zu den Wasserstoffatomen herzustellen. Die anderen vier bilden auch Elektronenpaare, die aber keine Bindung herstellen, sondern als so genannte freie (oder nicht-bindende) Elektronenpaare über und unter das "O" geschrieben werden. Das kann ich hier aber nicht darstellen. Die bindenden Elektronenpaare dürfen beide Bindungspartner als zu sich gehörend betrachten. Die freien Elektronenpaare zählen nur zu dem Atom, das sie besitzt. Dann hätte der Wasserstoff links aus seiner Sicht zwei Elektronen, denn das bindende Elektronenpaar kann er als seins erklären. Das gleiche trifft auch auf das Wasserstoffatom rechts zu. Das Sauerstoffatom hat aus seiner Sicht acht Valenzelektronen, nämlich jeweils zwei bindende Elektronenpaare zu den Wasserstoffatomen und zwei freie Paare (hiernicht darstellbar). Vier Paare = acht Elektronen. Genau so viele wie Neonatome haben.
Wenn aber hier eigentlich gar keine Elektronen abgegeben oder aufgenommen werden, wieso ist die Reaktion dann trotzdem eine Redoxreaktion? Nach der älteren Erklärung (Reaktion mit Sauerstoff) ist das ja noch zu verstehen, aber nach der heutigen Derfinition...? Nun, hier kommt eine Modellerklärung ins Spiel, die oben schon angesprochen wurde, nämlich das Konzept der Oxidationszahlen. Mit diesem Konzept kann man nämlich auch nicht-ionische Verbindungen so behandeln, als wären es Ionenverbindungen! Doch dafür brauchst du einen weiteren Begriff: die Elektronegativität.
Die Elektronegativität ist ein Maß für das Bestreben, ein bindendes Elektronenpaar zu sich heran zu ziehen.
Das ergibt nur einen Sinn, wenn die Bindungspartner nicht gleich stark an einem bindenden Elektronenpaar ziehen, und genau das tun sie! Sie ziehen unterschiedlich stark an dem binden Elektronenpaar.
Um bei den dir bekannten Elementen zu bleiben: Sauerstoffatome haben eine Elektronegativität von 3,5, Wasserstoffatome eine von 2,1 und Kohlenstoffatome eine von 2,5.
Das bedeutet, dass das Sauerstoffatom im Wassermolekül (H-O-H) die beiden bindenden Elektronenpaare stärker zu sich heran zieht, weil es die größere Elektronegativität besitzt. Der Unterschied von 1,4 (3,5 von Sauerstoff – 2,1 von Wasserstoff) ist schon ziemlich bedeutend. Das ist schon fast so, als ob wirklich Ionen gebildet würden. Nun, das Konzept der Oxidationszahlen macht aus diesem "fast" ein "liegt tatsächlich vor".
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