Grundsätzliches

Man kann bei Redoxreaktionen immer Teilreaktionen formulieren, die jeden der Einzelvorgänge separat beschreiben:

1. Bei der Oxidation werden von der betrachteten Komponente Elektronen abgegeben, und die Oxidationszahl erhöht sich.

   $$\stackrel {0}A \longrightarrow \stackrel {+z} A + z\cdot e^-$$ (25)

   
   
   $$\stackrel {0}{Fe} \longrightarrow \stackrel {+2}{Fe} + 2e^-$$
   $$\stackrel {0}{Na} \longrightarrow \stackrel {+1}{Na} + e^-$$

2. Bei der Reduktion werden von der betrachteten Komponente Elektronen aufgenommen, und die Oxidationszahl erniedrigt sich.

   $$\stackrel {0}B + z\cdot e^- \longrightarrow \stackrel {-z}B$$ (26)

   
   
   $$\stackrel {0}{Cl_2} + 2e^- \longrightarrow 2\stackrel {-1}{Cl}$$
   $$\stackrel {+3}{Fe} + e^- \longrightarrow \stackrel {+2}{Fe}$$

Oxidierte und reduzierte Form einer Komponente bilden ein Redoxpaar (z.B. $\stackrel {0}{Na}/\stackrel {+1}{Na^+},  \stackrel {+2}{Fe}/\stackrel {+3}{Fe},  2\stackrel {-1}{Cl^-}/\stackrel {0}{Cl_2}$).

An jeder Redoxreaktion sind immer zwei Redoxpaare beteiligt.

Redoxpaar 1	$\quad Red_1 \rightleftharpoons Ox_1 + e^-$
Redoxpaar 2	$\quad Red_2 \rightleftharpoons Ox_2 + e^-$

Redoxreaktion:

$$Red_1 + Ox_2 \rightleftharpoons Ox_1 + Red_2$$

Je stärker bei einem Redoxpaar die Tendenz der reduzierten Form ist, Elektronen abzugeben, um so schwächer ist die Tendenz der oxidierten Form, Elektronen aufzunehmen. Man kann die Redoxpaare nach dieser Tendenz in einer Redoxreihe oder Spannungsreihe anordnen. Je höher in der Redoxreihe ein Redoxpaar steht, um so stärker ist die reduzierende Wirkung der reduzierten Form. Weit oben stehende Spezies werden als Reduktionsmittel bezeichnet, weit unten stehende als Oxidationsmittel. Metalle, die ein positives Normalpotenzial haben heissen edel, die anderen unedel. Jede reduzierte Form einer Spezies kann auf eine unter ihr stehende oxidierte Form einer anderen Spezies Elektronen übertragen. Nur solche Redoxreaktionen laufen freiwillig ab.

Tabelle 6: Redoxreihe

Nicht möglich ist z.B. das Auflösen von Kupfer in wässrigen Lösungen (nichtoxidierender) Säuren

$${Cu} + 2H_3O^+ \not\longrightarrow Cu^{2+} + H_2 + 2H_2O$$

Beispiele für in wässriger Lösung ablaufende Redoxreaktionen:

$$\begin{array}{rrl} Zn + Cu^{2+} & \longrightarrow & Zn^{2+... ... Cl_2 & \longrightarrow & Br_2 + 2 Cl^- [1ex] \end{array}$$

Abbildung 23: Potenzialdiagramm verschieden edler Metalle