Oxidation und Reduktion

Die wohl einfachste und nicht ganz richtige Definition für die Oxidation ist:

Eine Oxidation ist eine Reaktion bei der Sauerstoff verbraucht wird.

Diese Definition ist nur zum Teil richtig. Mit dieser Definition ist es zwar möglich klassische Oxidationen zu erklären. So kann sie beispielsweise die Reaktion von Sauerstoff mit Eisen erklären. Um die einfache Definition der Oxidation zu erläutern wird im folgenden ein Lehrversuch beschrieben um die Oxidation von Eisen zu beweisen. Erhitzt man ein Stück Eisenwolle an der Luft, so glüht es und wird schwarz. Bestimmt man nun vor und nach dem Versuch das Gewicht, so stellt man fest, dass das Gewicht der Eisenwolle zugenommen hat. Es muss also eine Reaktion mit dem in der Luft enthaltenen Sauerstoff reagiert haben. Tatsächlich erhält man bei der Verbrennung von Eisen Eisenoxid (FeO, Fe2O3 bzw. Fe3O4; je nach Versuchsbedingungen). Alle anderen Metalle lassen sich ebenso wie Eisen an der Luft durch Erhitzen oxidieren. Mit der oben genannten Definition lassen sich also derartige Reaktionen erklären und verstehen.

Ein weiteres wichtiges Beispiel für die Oxidation im klassischen Sinne ist der Antrieb von Space Shuttles und Raketen. Space Shuttles enthalten in ihren Tanks flüssigen Sauerstoff und Wasserstoff. Bei der Verbrennung eines 1:2- Gemisch von Sauerstoff und Wasserstoff entsteht ein großer Energiebetrag, welcher als Schubenergie umgesetzt wird. Als Reaktionsprodukt entsteht Wasser und somit ist diese Form des Antriebs auch für die Umwelt bedenkenlos einsetzbar.

2 H2 + O2 → 2 H2O        ΔHR = -572kJ/mol

Ein weiteres Beispiel für die klassische Oxidation ist die Energiegewinnung im menschlichen Körper. Dazu werden mit der Nahrung Kohlenhydrate aufgenommen, welche im Körper zu wasserlöslicher Glucose umgesetzt werden. In den Muskeln und im Gehirn wird die Glucose dann unter Wärmeabstrahlung verbrannt. Als Produkte erhält man Wasser und CO2:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Die klassische Definition der Oxidation stößt aber auch an ihre Grenzen. Sieht man sich beispielsweise die stark exotherme Reaktion von Natrium mit Chlor an, so kann die bisherige Definition der Oxidation diesen Vorgang nicht erklären:

2Na + Cl2 → 2 NaCl

Um derartige Reaktionen erklären zu können muss ein allgemeinerer Begriff der Oxidation eingeführt werden:

Eine Oxidation ist eine Reaktion bei der Elektronen abgegeben werden.

Da Elektronen nicht einfach verschwinden können muss mit jeder Oxidation eine Reduktion verbunden sein, also einer Aufnahme von Elektronen.

Eine Reduktion ist eine Reaktion bei der Elektronen aufgenommen werden.

Man nennt somit Reaktionen wie die oben beschriebene Redoxreaktionen. In diesem Beispiel wird ein Elektron des Natriumatoms auf das Sauerstoffatom übertragen. Die Richtung der Elektronenübertragung ist dabei abhängig von der Elektronegativität der jeweiligen Elemente. Elemente mit hohen Elektronegativitätswerte werden die Elektronen eher aufnehmen und Elemente mit niedrigen Werten für die Elektronegativität geben Elektronen leicht ab.

Bei ionischen Verbindungen ist es leicht festzustellen welches Atom ein Atom aufgenommen hat und welches eins augenommen hat. Das negative geladene Teilchen hat das Elektron des positiv geladenen Ions aufgenommen. Bei polaren und unpolaren Verbindungen ist dies nichht  so leicht zu sehen. Um dennoch Aussagen über die fiktiven Elektronenübertragungen machen zu können hat man die Oxidationszahlen eingeführt. Demnach werden die Elektronen einer Bindung immer formal dem elektronegativeren Element zugeordnet.

Beispiel:

 

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