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B978-3-437-42836-4.00015-1

10.1016/B978-3-437-42836-4.00015-1

978-3-437-42836-4

Abb. 15.1

[L253]

Zeichnerische Bestimmung der Oxidationszahlen

Abb. 15.2

[L253]

Wasserstoffperoxid

Abb. 15.3

[L253]

Wichtige Elemente in der Spannungsreihe

Abb. 15.4

[L253]

Elektrochemische Zelle aus Zink und Kupfer

Redoxreaktionen

ReaktionRedoxRedoxreaktionenDie Redoxchemie befasst sich mit der Abgabe und Aufnahme von Elektronen. Da diese Vorgänge auch bei der Energiegewinnung der Zelle von Bedeutung sind, sind sie fester Bestandteil der Chemie im Medizinstudium. Bevor ihr euch in die klausurrelevanten Themen stürzt, sind ein paar Begriffe zu klären:

Definitionen

Oxidation und Reduktion

Oxidation Reduktion

Gibt ein Stoff Elektronen ab, wird er oxidiert.

Nimmt ein Stoff Elektronen auf, wird er reduziert.

Reduktion = mehr (Elektronenaufnahme)

Oxidation = Ex (Elektronenabgabe)

Da in der Natur Elektronen nicht einfach abgegeben werden, um dann frei im Raum herumzuschwirren, finden Elektronenabgabe und Aufnahme in einer gekoppelten REDuktions-OXidations-Reaktion (Redoxreaktion) statt.

Oxidationszahl

OxidationszahlDa es manchmal etwas kompliziert sein kann, zu erkennen, wo Elektronen aufgenommen und wo sie abgegeben werden, nutzt man die Oxidationszahlen als Hilfsmittel. Oxidationszahlen sind als „formale Ladungen“ definiert. Was zunächst verwirrend klingt, ist eigentlich ganz einfach: Die Oxidationszahl vergleicht den Zustand eines Atoms mit dem Zustand, den es als Element hat. Die folgenden Regeln sollten Klarheit schaffen:
  • 1.

    Liegt ein Stoff als Element vor, hat er genauso viele Elektronen, wie sie seiner Kernladungszahl entsprechen, und erhält die Oxidationszahl 0.

  • 2.

    Liegt ein Stoff als Ion vor, hat er genauso viele Elektronen mehr oder weniger, wie es seine Ladung angibt. Seine Oxidationszahl entspricht folglich der Ladung (Mg2+ hat 2 Elektronen weniger als das Mg-Atom und somit die Oxidationszahl +2).

Aufpassen muss man bei Molekülen! Zur Erinnerung: Die Atome sind über gemeinsam bindende Elektronenpaare verbunden. Das Elektronenpaar wird bei der Bestimmung der Oxidationszahl immer dem elektronegativeren Partner zugeordnet. Es bietet sich deshalb an, Moleküle zu zeichnen und mit einem Bleistift die Elektronenpaare zuzuordnen (Abb. 15.1). Dann zählt man für jedes Atom die Elektronen, die ihm zugeordnet werden und vergleicht diese Anzahl mit der, die es im elementaren Zustand hätte.
Möchte man sich das Zeichnen der Strukturformel sparen, kann man sich mit den folgenden Regeln behelfen:
  • 1.

    Fluor erhält die Oxidationszahl −1.

  • 2.

    Sauerstoff die Oxidationszahl −2.

  • 3.

    Die Alkalimetalle (1. Hauptgruppe) und Wasserstoff erhalten die Oxidationszahl +1.

  • 4.

    Die Erdalkalimetalle (2. Hauptgruppe) erhalten die Oxidationszahl +2.

  • 5.

    Die Summe aller Oxidationszahlen entspricht der Ladung der Verbindung.

Das Zeichnen eines Moleküls ist jedoch die sicherste Methode zur Bestimmung der Oxidationszahlen. Wenn die Regeln bei einer Verbindung nicht ausreichen, merkt man das zumeist daran, dass sich bei der Oxidationszahlbestimmung nach ebendiesen Regeln ein Widerspruch einstellt, etwa beim WasserstoffperoxidWasserstoffperoxid (H2O2) (Abb. 15.2).
Wenn man Sauerstoff, gemäß Regel 2, die Oz −2, und Wasserstoff, gemäß Regel 3, die Oz +1 zuweist, ergibt sich als Summe der Oxidationszahlen −2. Da die Verbindung aber ungeladen ist, sollte die Summe eigentlich gleich 0 sein. Abhilfe kann nur Kenntnis der Struktur des Moleküls schaffen.
Bei den Elektronegativitäten haben wir gelernt, dass eine Bindung zwischen Wasserstoff und Kohlenstoff aufgrund ähnlicher Elektronegativitäten als unpolar bezeichnet wird.
Trotzdem wird das bindende Elektronenpaar bei der Bestimmung der Oxidationszahlen dem Kohlenstoff zugewiesen.

Da eine Reduktion mit der Aufnahme von Elektronen verbunden ist, bewirkt sie eine Erniedrigung der Oxidationszahl, während eine Oxidation mit einer Erhöhung der Oxidationszahl verbunden ist.

Wenn man nicht mehr weiß, ob eine Oxidation zu einer Erhöhung oder Erniedrigung der Oz führt, muss man nur genau hinschauen: Denn das Wort Oxidationszahlen enthält bereits ein +, es ist lediglich ein bisschen gekippt.

Reduktions- und Oxidationsmittel

ReduktionsmittelOxidationsmittelDie letzten Definitionen, die man kennen sollte:
Ein Reduktionsmittel hilft seinem Reaktionspartner, indem es ihn reduziert. Folglich muss es selbst Elektronen abgeben, also oxidiert werden, was mit einer Erhöhung der Oxidationszahl einhergeht.
Ein Oxidationsmittel hilft seinem Reaktionspartner, indem es ihn oxidiert. Folglich muss es selbst Elektronen aufnehmen, also reduziert werden, was mit einer Erniedrigung der Oxidationszahl einhergeht.

Spannungsreihe

SpannungsreiheMan kann bestimmen, ob ein Stoff gerne Elektronen abgibt, also leicht oxidiert wird, oder eben nicht. Diese „Abgabefähigkeit“ kann man sogar quantifizieren, dazu aber später mehr. Zunächst solltet ihr nur wissen, dass man Stoffe nach ihrem Bestreben, Elektronen abzugeben, ordnen kann und zwar in der elektrochemischen Spannungsreihe (die ihr natürlich nicht auswendig lernen müsst) (Abb. 15.3).
Man sieht: Die Stoffe sind so sortiert, dass die oxidationsfreudigen Stoffe, die ihre Elektronen leicht abgeben, oben stehen, und die, die ihre Elektronen gerne behalten (wie das sehr elektronegative Fluor) unten. Anders gesagt: Die Oxidationskraft nimmt von oben nach unten zu, da das Fluor auch gerne mal Elektronen aufnimmt, also einen anderen Stoff oxidiert, und zum F-Ion wird. Die Reduktionskraft nimmt von oben nach unten ab, da das Fluor sicherlich keine Elektronen abgeben wird, und somit keinen anderen Stoff reduzieren wird.
Übrigens: Die Metalle, die weit unten in der Spannungsreihe stehen, ihre Elektronen also nicht gerne abgeben, heißen EdelmetalleEdelmetalle. Andere Metalle wie etwa Natrium sind dagegen unedel.
Betrachtet man nun einen Stoff in der Spannungsreihe, steht links seine oxidierte Form. Nimmt er die Elektronen auf, gelangt er zur rechts stehenden reduzierten Form.
Eine Reaktion kann also nur stattfinden, wenn die Elektronen „von rechts oben nach links unten“ fließen. Die reduzierte Form des unedleren Stoffes spendet also die Elektronen, die die oxidierte Form des edleren Stoffes benötigt, um in die reduzierte Form überzugehen.
Wenn zwei Reaktionspartner in der Spannungsreihe sehr weit voneinander entfernt sind, ist die Triebkraft der Reaktion sehr stark und es wird viel Energie frei.
Ihr solltet ein Metall grob als edel oder unedel einordnen können. Außerdem schadet es nicht, wenn man aus der Spannungsreihe bestimmen kann, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.

Elektrochemische Zelle

elektrochemische ZelleBetrachten wir nun die Metalle Kupfer und Zink, erkennen wir, dass Kupfer das edlere Metall ist. Taucht man einen Zinkstab (Zn) in eine Kupfersulfat-(CuSO4-)Lösung, also eine Lösung, die aus Cu2+ und SO42−-Ionen besteht, so gehen die Elektronen vom elementaren Zink auf die Kupfer-Ionen über. Diese werden zu elementarem Kupfer reduziert, was sich in einer Kupferschicht auf der Zinkelektrode äußert. Die Zink-Ionen, die aus dem Zink entstehen, gehen nun ihrerseits in Lösung. Die Sulfat-Ionen sind an der Reaktion nicht beteiligt.
Um sich den Elektronenstrom, der uns Energie liefern könnte, zunutze zu machen, benötigen wir allerdings einen anderen Versuchsaufbau (Abb. 15.4): Taucht man eine Zinkelektrode in eine Zinksulfatlösung (also eine Lösung, die Zink-Ionen enthält) und verbindet diese über einen Draht mit einer Kupferelektrode, die wiederum in eine Kupfersulfatlösung getaucht ist, passiert zunächst nichts. Man könnte zwar glauben, dass das unedlere Zink Elektronen abgibt, sodass die entstehenden Zink-Ionen in Lösung gehen, während die Elektronen zur Kupferelektrode wandern, um dort Kupfer-Ionen aus der Lösung zu Kupfer zu reduzieren (den Elektronenstrom könnte man dabei nutzen), aber das passiert nicht, da sich dabei die Kupferhalbzelle gegenüber der Zinkhalbzelle negativ aufladen würde. Die Natur strebt schließlich nach Ausgleich! Man kann allerdings Abhilfe schaffen: Indem man es den negativ geladenen Sulfat-Ionen ermöglicht, von der Kupferhalbzelle in die Zinkhalbzelle zu wandern – etwa über eine Salzbrücke oder durch eine semipermeable Membran –, können sie den Elektronenfluss in die Kupferhalbzelle ausgleichen, indem sie selbst „auswandern“ (negativ geladene Elektronen rein – negativ geladene Sulfat-Ionen raus).
Im Zusammenhang mit Elektroden sind auch die Begriffe Anode und Kathode wichtig:
Die Anode ist der Ort der Oxidation. In diesem Beispiel ist die Zinkelektrode die Anode, da hier ein Stoff Elektronen abgibt. Folglich ist die Kathode der Ort der Reduktion. In unserem Beispiel werden an der Kupferelektrode die Kupfer-Ionen zu elementarem Kupfer reduziert.

Anode = Oxidation … das ist das A und O! (Berlin-Regel)

Zusammenfassung

  • Elektronenaufnahme = Reduktion, Elektronenabgabe = Oxidation

  • In der Spannungsreihe sind Stoffe nach ihrer Oxidations- bzw. Reduktionskraft geordnet.

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