Ausgleichen von Redoxreaktionen

Bei der Formulierung von Redoxgleichungen stellt sich oft das Problem der Vervollständigung der Gleichung. Dabei wird verlangt, dass die freiwerdenden Elektronen vollständig verbraucht werden. Da es keine feststehenden Regeln für die zahlenmässige Vervollständigung dieser Gleichungen gibt, erfolgt diese meist empirisch. Grundsätzlich ist es aber empfehlenswert sich zunächst die Frage zu stellen, ob überhaupt eine Redoxreaktion vorliegt.
Die Reaktion

$$Cu^{2+}_{aq} + Zn(s) \longrightarrow Zn^{2+}_{aq} + Cu(s)$$

besteht aus den zwei Halbreaktionen

$$Cu^{2+}_{aq} + 2e^- \longrightarrow Cu(s) \qquad \textrm{Reduktion}$$

$$Zn(s) \longrightarrow Zn^{2+}_{aq} + 2e^- \qquad \textrm{Oxidation}$$

Hier ist das Ausgleichen der Reaktion trivial, es gibt aber Fälle, bei denen etwas mehr Vorsicht angebracht ist. Wie kann man z.B. die Oxidation von Fe$^{2+}$ zu Fe$^{3+}$ mit KMnO$_4$ in saurer Lösung formulieren, wenn man weiss, dass Mn$^{2+}$ entsteht?
Man beginnt, die Halbgleichungen zu formulieren, indem man die darin vorkommenden Komponenten auflistet. Die Reduktion lautet dann

$$K\stackrel {+7}{Mn}O_4 + H^+ + e^- \longrightarrow Mn^{2+} + \ldots ,$$ (27)

und die Oxidation wird, wie folgt, formuliert:

$$Fe^{2+} \longrightarrow Fe^{3+} + e^- .$$

Die erste Halbreaktion kann durch folgende Überlegungen vervollständigt werden:

• Aus O-Atomen kann mit $H^+  H_2O$ gebildet werden. (Auf der linken Seite der Halbgleichung können, sofern die Reaktion in saurer Lösung stattfindet, soviele $H^+-$Ionen, wie benötigt, eingesetzt werden).

• Ausgleichen der Ladungen, indem 5$e^-$ zur Kompensation der fünf überschüssigen positiven Ladungen auf der linken Seite eingesetzt werden.
  $$K\stackrel {+7}{Mn}O_4 + 8H^+ + 5e^- \longrightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O + K^+$$

  Ladungen :       3+    $\longrightarrow$    3+

• Durch Kombination der beiden Halbreaktionen verschwinden die Elektronen aus der resultierenden Gleichung.
  $$KMnO_4 + 8H^+ + 5e^- \longrightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O + K^+$$
  $$5 Fe^{2+} \longrightarrow 5 Fe^{3+} + 5e^-$$

• Addition der beiden Halbgleichungen ergibt die vollständige Redoxgleichung:
  $$K\stackrel {7+}{Mn}O_4 + 8H^+ + 5Fe^{2+} \longrightarrow 5Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4H_2O + K^+$$

Ein anderes Beispiel ist das Auflösen von Kupfer in einer oxidierenden Säure:

$$\begin{array}{l r c l l} \textrm{Redoxsystem 1 } & Cu & \... ...longrightarrow & 3Cu^{2+} + 2NO + 12H_2O & \\ \end{array}$$

Man kann also folgendes Schema zur Vervollständigung von Redoxgleichungen angeben:

• Stellen Sie aus den Ausgangsstoffen und Reaktionsprodukten eine Gleichung auf, in der die Elemente, die ihre Oxidationsstufe wechseln, enthalten sind.
• Bestimmen Sie die Halbreaktion, in welcher die Oxidation bzw. die Reduktion auftritt.
• Vervollständigen Sie die Halbreaktion so, dass die Zahl der einzelnen Elemente auf beiden Seiten gleich wird. Die Sauerstoffbilanz ist dabei als erstes auszugleichen (Nötigenfalls $H_2O, H^+$ oder $OH^-$ hinzufügen, niemals jedoch $O_2$ oder $H_2$ (!), sofern dies keine Reaktanden sind).
  

  In saurem Milieu können begreiflicherweise nur $H^+$ und $H_2O$, in alkalischem Milieu nur $H_2O$ und $OH^-$ als Reaktanden eingesetzt werden!

• Nachdem die Erhaltung der Atome gewährleistet ist, wird durch Einführung von Elektronen für die Ladungserhaltung gesorgt.
• Multiplizieren Sie die Halbreaktionen mit entsprechenden Zahlenfaktoren derart, dass die Gesamtzahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen derjenigen vom Oxidationsmittel aufgenommenen entspricht.
• Addieren Sie beide Halbreaktionen.
• Prüfen Sie die Richtigkeit der Endgleichung durch Abzählen der Atome jedes Elements auf beiden Seiten der Gleichung, und kontrollieren Sie die Ladungserhaltung.

Ein Redoxprozess kann durch Mischen der nötigen Edukte auftreten.

Die Reaktion liefert dann eine bestimmte Wärmemenge, die von der gewählten Zusammensetzung und der Enthalpie der Reaktion abhängt.

Dieser Prozess kann auch in galvanischen Zellen durchgeführt werden.