Oxidation und Reduktion (Redoxreaktionen)

Oxidations- und Reduktionsreaktionen (Redoxreaktionen) zählen zu den zentralen Reaktionstypen der Chemie und lassen sich grundsätzlich durch die Übertragung von Elektronen zwischen Reaktionspartnern charakterisieren. Jede Redoxreaktion besteht aus zwei miteinander verknüpften Teilreaktionen: der Oxidation und der Reduktion.

Als Oxidation bezeichnet man die Teilreaktion, bei der ein Reaktionspartner (Atom, Molekül oder Ion) Elektronen abgibt. Dies geht mit einer Erhöhung der Oxidationszahl einher. Demgegenüber steht die Reduktion, bei der ein Reaktionspartner Elektronen aufnimmt. Sie ist entsprechend mit einer Abnahme der Oxidationszahl verbunden.

Ein zentrales Merkmal von Redoxreaktionen besteht darin, dass Oxidation und Reduktion stets gekoppelt ablaufen. Elektronen können innerhalb eines Systems weder entstehen noch verschwinden. Sie werden immer von einem Reaktionspartner auf einen anderen übertragen.

Die Klassifikation der Reaktionspartner erfolgt anhand ihrer Funktion im Elektronentransfer:

• Reduktionsmittel sind Stoffe, die Elektronen abgeben und dabei oxidiert werden.
• Oxidationsmittel sind Stoffe, die Elektronen aufnehmen und dabei reduziert werden.

Beispiel:

• Zn = Reduktionsmittel (gibt Elektronen ab → wird selbst oxidiert)
• Cu²⁺ = Oxidationsmittel (nimmt Elektronen auf → wird selbst reduziert)

Merke

• Oxidation: Abgabe von Elektronen (Oxidationszahl↑)
• Reduktion: Aufnahme von Elektronen (Oxidationszahl↓)
• Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor (wird reduziert)
• Reduktionsmittel: Elektronendonator (wird oxidiert)

Info

Merkhilfe - OIL RIG

• OIL (Oxidation Is Loss): Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben.
• RIG (Reduction Is Gain): Bei der Reduktion werden Elektronen aufgenommen.

Das Konzept der Oxidationszahlen (OZ) stellt ein zentrales Hilfsmittel zur systematischen Elektronenbilanzierung dar und ermöglicht die eindeutige Charakterisierung von Oxidations- und Reduktionsprozessen.

Die Oxidationszahl beschreibt die formale Ladung eines Atoms innerhalb einer Verbindung. Dabei wird angenommen, dass die Bindungselektronen vollständig dem elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet werden.

Die Änderung der Oxidationszahl dient als entscheidendes Kriterium zur Identifikation von Redoxreaktionen. So kennzeichnet eine Zunahme der Oxidationszahl eine Oxidation, eine Abnahme hingegen eine Reduktion.

Bestimmung von Oxidationszahlen

Zur Bestimmung von Oxidationszahlen werden definierte Regeln herangezogen, die auf der formalen Zuordnung von Bindungselektronen beruhen. Die nachfolgende Reihenfolge stellt eine exemplarische, praktische Vorgehensweise dar, um die Oxidationszahlen einzelner Atome systematisch zu bestimmen. Oxidationszahlen werden üblicherweise als römische Ziffern angegeben.

Grundregeln:

1. Elemente: Atome besitzen im elementaren Zustand immer die Oxidationszahl 0 (z.B. O₂, Fe).
2. Einatomige Ionen: Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions entspricht immer seiner Ladungszahl (z.B. Al³⁺ = +III).

3. Neutrale Verbindungen (Summenregel): Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome innerhalb eines neutralen Moleküls beträgt 0.

4. Mehratomige Ionen (Summenregel): Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome innerhalb eines mehratomigen Ions entspricht dessen Gesamtladung.

5. Kovalente Verbindungen: Zur Bestimmung der Oxidationszahlen werden die Bindungselektronen formal dem jeweils elektronegativeren Partner zugeordnet.

Spezifische Hilfsregeln:

6. Fluor (F): Als elektronegativstes Element erhält Fluor in Verbindungen immer die Oxidationszahl -I.

7. Metalle:

• Metalle haben innerhalb ionischer Verbindungen immer eine positive Oxidationszahl.
  • Alkalimetalle besitzen immer die Oxidationszahl +I.
  • Erdalkalimetalle besitzen immer die Oxidationszahl +II.

8. Wasserstoff (H): Wasserstoff besitzt in Verbindungen meist die Oxidationszahl +I.

• Ausnahme: In Metallhydriden (Wasserstoff + Metall) ist die Oxidationszahl -I.

9. Sauerstoff (O): Sauerstoff besitzt in Verbindungen meist die Oxidationszahl -II.

• Ausnahmen:
  • In Peroxiden ist die Oxidationszahl -I.
  • In Verbindungen mit Fluor ist die Oxidationszahl stets positiv.

10. Halogene (Cl, Br, I): Halogene besitzen in Verbindungen meist die Oxidationszahl -I.

• Ausnahme: In Verbindungen mit Sauerstoff oder Fluor sind auch positive Oxidationszahlen möglich.

 Achtung

Viele Elemente besitzen keine feste Oxidationszahl, sondern können, abhängig von ihrem Bindungspartner, unterschiedliche Oxidationsstufen einnehmen. Die Oxidationszahl muss daher immer für die jeweilige Verbindung ermittelt werden.

Bestimmung der Oxidationszahl – Beispiele:

 Tipp

Redoxreaktionen stellen im Medizinstudium ein zentrales Prüfungsthema dar. Mit zunehmender Übung lässt sich die Bestimmung von Oxidationszahlen jedoch routiniert und sicher durchführen.

Redoxreaktionen beschreiben die Übertragung von Elektronen zwischen Reaktionspartnern. Zur Darstellung dieser Prozesse werden Redoxgleichungen formuliert, die neben dem Stoffumsatz auch den Elektronentransfer berücksichtigen.

Im Unterschied zu einfachen Reaktionsgleichungen wird dabei also auch der Elektronenfluss abgebildet. Auf diese Weise lässt sich nachvollziehen, welcher Stoff Elektronen abgibt und welcher sie aufnimmt.

Bei der Aufstellung von Redoxgleichungen sind stets zwei grundlegende Prinzipien zu berücksichtigen:

1. Massenerhaltung: Die Anzahl und Art der Atome müssen auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung übereinstimmen.

2. Ladungserhaltung: Die Gesamtladung bleibt unverändert.

Darüber hinaus ist sicherzustellen, dass die Anzahl der abgegebenen Elektronen mit der Anzahl der aufgenommenen Elektronen übereinstimmt.

 Info

Erinnerung – Prinzip der Redoxreaktionen

Jede Redoxreaktion besteht aus zwei untrennbar miteinander verknüpften Teilprozessen:

1. Oxidation: Abgabe von Elektronen.
2. Reduktion: Aufnahme von Elektronen.

Allgemeine Vorgehensweise:

Zur korrekten Darstellung von Redoxreaktionen wird eine systematische Vorgehensweise angewendet, welche sowohl den Elektronentransfer als auch die Stoff- und Ladungsbilanz berücksichtigt.

1. Edukte und Produkte formulieren: Welche Stoffe reagieren miteinander?

2. Oxidationszahlen bestimmen: Welcher Stoff wird oxidiert (OZ↑) und welcher reduziert (OZ↓)?

3. Teilgleichungen aufstellen:

• Oxidation: reduzierte Form → oxidierte Form + e^- (Elektronenabgabe)
• Reduktion: oxidierte Form + e^- → reduzierte Form (Elektronenaufnahme)

4. Elektronenbilanz ausgleichen: Teilgleichungen mit dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen (kgV) von abgegebenen und aufgenommenen Elektronen multiplizieren.

5. Gesamtgleichung aufstellen: Teilgleichungen addieren und Elektronen auf beiden Seiten kürzen.

6. Weitere Reaktionsbestandteile ergänzen: Zur vollständigen Darstellung der Reaktionsgleichung werden auch die nicht redoxaktiven Ionen (Zuschauerionen) berücksichtigt und ergänzt.

7. Ergebnis überprüfen:

• Atomanzahl korrekt?
• Gesamtladung ausgeglichen?

Aufstellen von Redoxgleichungen - Beispiel:

Angabe: Kaliumiodid reagiert mit Chlor zu Kaliumchlorid und Iod.

1. Reaktion formulieren:
   • Edukte: Kaliumiodid (KI), Chlor (Cl₂)
   • Produkte: Kaliumchlorid (KCl), Iod (I₂)
     → Die Reaktionsgleichung wird zunächst in ihrer unbalancierten Form notiert:

2. Oxidationszahlen bestimmen:

Um die Oxidationszahlen zu bestimmen, werden die zuvor erläuterten Regeln angewendet:

Mithilfe der ermittelten Oxidationszahlen lässt sich nun feststellen, welcher Stoff oxidiert, und welcher reduziert wird:

• I^- (-I) wird zu I₂ (0) → Oxidation
• Cl₂ (0) wird zu Cl^- (-I) → Reduktion

3. Teilgleichungen aufstellen:

• Oxidation (Iodid → Iod): 2I^- → I₂ + 2e^-
  • Erklärung: Da elementares Iod als Molekül (I₂) aus zwei Iodatomen besteht, müssen zwei Iodid-Ionen reagieren, um ein Iodmolekül zu bilden. Insgesamt werden zwei Elektronen abgegeben.
• Reduktion (Chlor → Chlorid): Cl₂ + 2e^- → 2Cl^-
  • Erklärung: Da elementares Chlor als Molekül (Cl₂) vorliegt, benötigt jedes der beiden Chloratome ein Elektron. Insgesamt werden somit zwei Elektronen aufgenommen und zwei Chloridionen gebildet.

4. Elektronenbilanz ausgleichen:

• Oxidation: 2e^- abgegeben
• Reduktion: 2e^- aufgenommen

→ Die Elektronenbilanz ist bereits ausgeglichen (keine Multiplikation mehr nötig).

5. Gesamtgleichung aufstellen:

Um die Gesamtgleichung aufzustellen, werden die Teilgleichungen addiert und die Elektronen auf beiden Seiten gekürzt:

• Oxidation: 2I^- → I₂ + 2e^-
• Reduktion: Cl₂ + 2e^- → 2Cl^-
• Gesamtgleichung: 2I^- + Cl₂ → I₂ + 2Cl^-

6. Weitere Reaktionsbestandteile (Zuschauerionen) ergänzen:

Die Kaliumionen sind nicht an der eigentlichen Redoxreaktion beteiligt, müssen jedoch zur vollständigen Darstellung der Gesamtreaktion ergänzt werden. Ihre Oxidationszahl bleibt dabei unverändert.

7. Ergebnis überprüfen:

Redoxreaktionen beruhen auf der Übertragung von Elektronen zwischen einem Elektronendonator (Reduktionsmittel) und einem Elektronenakzeptor (Oxidationsmittel). Die Tendenz eines Stoffes, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben, wird durch sein Redoxpotential beschrieben.

Werden Oxidations- und Reduktionsprozesse räumlich voneinander getrennt, können die übertragenen Elektronen über einen äußeren Leiter fließen. Die dabei entstehende elektrische Spannung ermöglicht sowohl die Messung von Potentialdifferenzen als auch die Umwandlung von chemischer in elektrische Energie. Solche Systeme werden als elektrochemische Zellen bezeichnet.

Die Grundlage elektrochemischer Zellen bilden sogenannte Halbzellen. Diese bestehen jeweils aus einer Elektrode und einem Elektrolyten, der die entsprechenden Ionen des jeweiligen Redoxpaares enthält.

Eine klassische Zinkhalbzelle setzt sich beispielsweise aus einer Zinkelektrode (Zinkstab) und einer Lösung mit Zn²⁺-Ionen zusammen. An der Grenzfläche zwischen Metall und Lösung stellt sich ein dynamisches Gleichgewicht ein.

Ein Teil der Metallatome geht als Ionen in Lösung über. Die dabei frei werdenden Elektronen verbleiben zunächst in der Elektrode. Dadurch kommt es an der Phasengrenze zu einer spontanen Ladungstrennung. Die Stärke dieser Ladungstrennung wird als Elektrodenpotential bzw. Redoxpotential bezeichnet. Es beschreibt die Tendenz eines Redoxpaares, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben.

Da sich einzelne Elektrodenpotentiale experimentell nicht direkt bestimmen lassen, müssen zwei Halbzellen miteinander kombiniert werden. Ein solcher Aufbau wird als galvanisches Element bezeichnet.

Oxidation und Reduktion laufen dabei räumlich getrennt voneinander ab. Die Elektronen werden nicht direkt zwischen den Reaktionspartnern übertragen, sondern über einen äußeren Leiter transportiert. Durch diesen Prozess kann die freiwerdende chemische Energie als elektrische Energie genutzt werden.

Ein galvanisches Element besteht aus:

• Zwei Halbzellen mit jeweils einer Elektrode und einem Elektrolyten
• Einem äußeren Leiter für den Elektronentransport
• Einer Salzbrücke oder Membran zum Ladungsausgleich zwischen den Lösungen

Merke

Eine Halbzelle setzt sich aus einer Elektrode und einer Elektrolytlösung zusammen, welche die entsprechenden Ionen enthält. Werden zwei Halbzellen elektrisch miteinander verbunden, entsteht ein galvanisches Element. Die räumliche Trennung von Oxidation und Reduktion ermöglicht dabei die Umwandlung von chemischer in elektrische Energie.

Ein klassisches Beispiel für ein galvanisches Element ist das Daniell-Element, welches aus einer Zink- und einer Kupferhalbzelle aufgebaut ist.

Die Zinkelektrode befindet sich in einer Lösung mit Zn²⁺-Ionen (Zinksulfatlösung), die Kupferelektrode in einer Lösung mit Cu²⁺-Ionen (Kupfersulfatlösung). Beide Halbzellen sind über einen äußeren Leiter und eine Salzbrücke miteinander verbunden.

Vorgänge in der Zinkhalbzelle (Oxidation):

Zink besitzt eine vergleichsweise hohe Tendenz, Elektronen abzugeben. Ein Teil der Zinkatome wird daher oxidiert und geht als Zn²⁺-Ionen in den Elektrolyten über:

Bei diesem Vorgang werden Elektronen abgegeben (Oxidation). Die freigesetzten Elektronen verbleiben zunächst in der Zinkelektrode und werden anschließend über den äußeren Leiter zur Kupferhalbzelle transportiert.

Die Zinkelektrode lädt sich im Vergleich zur Kupferelektrode negativ auf und bildet somit den Minuspol (Anode) des Daniell-Elements. Mit Fortschreiten der Reaktion lösen sich immer mehr Zinkatome aus der Elektrode, sodass deren Masse langsam abnimmt.

Vorgänge in der Kupferhalbzelle (Reduktion):

Im Vergleich zu Zinkionen besitzen Kupferionen eine höhere Tendenz, Elektronen aufzunehmen. Die in der Zinkhalbzelle freigesetzten Elektronen wandern daher über den äußeren Leiter zur Kupferelektrode. Dort werden Cu²⁺-Ionen aus der Lösung reduziert:

Die Kupferionen nehmen Elektronen auf und werden zu elementarem Kupfer umgewandelt. Dieses lagert sich an der Oberfläche der Kupferelektrode ab, wodurch deren Masse zunimmt. Somit ist die Kupferhalbzelle der Ort der Reduktion und bildet den Pluspol (Kathode) des galvanischen Elements.

Elektronenfluss und Ladungsausgleich:

Aufgrund der unterschiedlichen Redoxpotentiale beider Halbzellen entsteht eine Potentialdifferenz (elektrische Spannung). Diese bewirkt einen Elektronenfluss vom Elektronendonator zum Elektronenakzeptor. Die Elektronen fließen somit von der Zinkelektrode über den äußeren Leiter zur Kupferelektrode.

Ohne Ladungsausgleich würde diese Reaktion jedoch schnell zum Stillstand kommen. In der Zinkhalbzelle führt die zunehmende Bildung von Zn²⁺-Ionen zu einem Überschuss positiver Ladungen. Gleichzeitig nimmt die Konzentration der Cu²⁺-Ionen in der Kupferhalbzelle ab.

Die Salzbrücke ermöglicht den Austausch von Ionen zwischen den Halbzellen und verhindert somit eine zunehmende Ladungstrennung. Dadurch bleibt die elektrische Neutralität erhalten und die Redoxreaktion kann kontinuierlich fortschreiten.

Gesamtreaktion des Daniell-Elements:

Die beiden räumlich getrennten Teilreaktionen ergeben zusammen folgende Gesamtreaktion:

Das Daniell-Element zeigt somit, wie durch die räumliche Trennung spontaner Redoxreaktionen chemische Energie in nutzbare elektrische Energie umgewandelt werden kann.

Tipp

Durch die räumliche Trennung der Reaktionen können Redoxvorgänge als elektrische Spannungsquelle genutzt werden.

Standardwasserstoffelektrode

Da sich einzelne Elektrodenpotentiale nicht direkt bestimmen lassen, wird eine Referenzelektrode benötigt, mit deren Hilfe sich die Redoxpotentiale verschiedener Halbzellen vergleichen lassen.

Als Bezugssystem dient die Standardwasserstoffelektrode, deren Elektrodenpotential unter Standardbedingungen definitionsgemäß auf 0 Volt festgelegt ist.

Merke

Das Redoxpotential beschreibt die Spannung zwischen einem Halbelement und einer Standardwasserstoffelektrode. Es ist ein Maß für das Oxidations- beziehungsweise Reduktionsvermögen eines Redoxsystems. Die Einheit wird in Volt angegeben.

Eine Standardwasserstoffelektrode besteht aus einer Platinelektrode, die von Wasserstoffgas (H₂) umspült wird und in eine saure Lösung mit H⁺-Ionen eingetaucht ist. An der Elektrode stellt sich folgendes Gleichgewicht ein:

Wird eine beliebige Halbzelle mit der Standardwasserstoffelektrode zu einem galvanischen Element kombiniert, kann die entstehende Spannung gemessen werden. Daraus lässt sich das Standardpotential E° des jeweiligen Redoxpaares bestimmen.

Die so ermittelten Standardpotentiale bilden die Grundlage der elektrochemischen Spannungsreihe.

Elektrochemische Spannungsreihe

Die mithilfe der Standardwasserstoffelektrode bestimmten Standardpotentiale werden in der elektrochemischen Spannungsreihe zusammengefasst. Sie ermöglicht den Vergleich der Redoxpotentiale unterschiedlicher Stoffe und erlaubt somit Vorhersagen über deren oxidierende bzw. reduzierende Wirkung.

Die angegebenen Standardpotentiale beziehen sich immer auf den Reduktionsprozess eines Redoxpaares. Dabei gilt:

• Je positiver das Standardpotential eines Redoxpaares ist, desto größer ist die Tendenz der oxidierten Form, Elektronen aufzunehmen (→ starkes Oxidationsmittel).
• Je negativer das Standardpotential eines Redoxpaares ist, desto größer ist die Tendenz der reduzierten Form, Elektronen abzugeben (→ starkes Reduktionsmittel).

Elemente mit einem negativen Standardpotential besitzen eine hohe Bereitschaft, Elektronen abzugeben. Sie werden daher leicht oxidiert und liegen bevorzugt als Ionen vor. Diese Stoffe bezeichnet man als unedle Metalle. Ein Beispiel hierfür ist das Element Zink.

Elemente mit einem positiven Standardpotential besitzen dagegen eine hohe Tendenz, Elektronen aufzunehmen. Ihre Ionen werden leicht reduziert und gehen bevorzugt in die elementare Form über. Diese Stoffe werden als edle Metalle bezeichnet. Ein Beispiel hierfür ist das Element Kupfer.

Merke

Die elektrochemische Spannungsreihe ordnet Redoxpaare nach ihrem Standardpotential.

Je positiver das Potential, desto stärker die Tendenz zur Reduktion. Je negativer das Potential, desto stärker die Tendenz zur Oxidation.

Die Spannung eines galvanischen Elements ergibt sich aus der Differenz der Redoxpotentiale beider Halbzellen. Unter Standardbedingungen gilt:

Die Kathode (Ort der Reduktion) ist dabei die Halbzelle mit dem positiveren, die Anode (Ort der Oxidation) die Halbzelle mit dem negativeren Standardpotential. Für das Daniell-Element ergibt sich:

Merke

Eine Redoxreaktion läuft freiwillig ab, wenn ΔE > 0 ist (dann gilt ΔG = –z · F · ΔE < 0). Je größer die Potentialdifferenz, desto größer ist die Triebkraft der Reaktion.

Nernst-Gleichung

Die in der elektrochemischen Spannungsreihe angegebenen Standardpotentiale (E°) gelten ausschließlich unter definierten Standardbedingungen (25 °C, 1 bar sowie einer Stoffmengenkonzentration von 1 mol/l für alle gelösten Reaktionspartner). In biologischen Systemen und realen elektrochemischen Zellen weichen diese Bedingungen jedoch häufig von den Standardbedingungen ab.

Da das Redoxpotential jedoch insbesondere von der Konzentration der beteiligten Redoxpartner abhängt, führen Abweichungen der Konzentrationsverhältnisse entsprechend zu einer Veränderung des tatsächlichen Elektrodenpotentials (E).

Die Nernst-Gleichung beschreibt den Zusammenhang zwischen Standardpotential, Konzentrationsverhältnissen und tatsächlichem Elektrodenpotential. Sie berücksichtigt den Einfluss der Konzentrationen beteiligter Stoffe und ermöglicht somit die Berechnung von Zellspannungen unter beliebigen Konzentrationsbedingungen.

Für die allgemeine Halbzellenreaktion Ox + z ⋅ e^- ⇌ Red ergibt sich:

Dabei gilt:

• E: tatsächliches Elektrodenpotential (unter gegebenen Bedingungen)
• E°: Standardpotential
• R: universelle Gaskonstante
• T: Temperatur in Kelvin (K)
• z: Anzahl der bei der Halbzellenreaktion übertragenen Elektronen
• F: Faraday-Konstante
• c_Ox und c_Red: Konzentration der oxidierten bzw. reduzierten Form

Für eine Temperatur von 25 °C (298 K) lässt sich die allgemeine Nernst-Gleichung vereinfachen. Nach Umrechnung des natürlichen Logarithmus in den dekadischen Logarithmus ergibt sich:

In der chemischen und biochemischen Praxis wird überwiegend diese vereinfachte Form der Nernst-Gleichung angewendet.

Tipp

Das Elektrodenpotential hängt vom Verhältnis der Konzentrationen der oxidierten und reduzierten Form ab. E = E° gilt, wenn c(Ox) = c(Red) ist (z.B. unter Standardbedingungen).

Die Nernst-Gleichung ermöglicht die Berechnung des tatsächlichen Elektrodenpotentials unter beliebigen Konzentrationsverhältnissen.

pH-Abhängigkeit von Redoxpotentialen:

Das Redoxpotential ist dann pH-abhängig, wenn Hydroniumionen (H₃O⁺), Protonen (H⁺) oder Hydroxidionen (OH⁻) unmittelbar an der Redoxreaktion beteiligt sind.

Ursache hierfür ist, dass deren Konzentrationen Bestandteil des Reaktionsquotienten der Nernst-Gleichung sind, sodass Änderungen des pH-Wertes unmittelbar zu einer Verschiebung des Redoxpotentials führen.

Mit zunehmendem pH-Wert sinkt die Konzentration der H₃O⁺-Ionen, wodurch sich entsprechend auch das Potential des Redoxpaares verändert.

Merke

Nicht jedes Redoxpotential ist pH-abhängig. Entscheidend ist, ob Protonen oder Hydroxidionen als Reaktionspartner an der Redoxreaktion beteiligt sind.

Während in einem galvanischen Element freiwillig ablaufende Redoxreaktionen zur Erzeugung elektrischer Energie genutzt werden, beschreibt die Elektrolyse den umgekehrten Vorgang. Dabei wird durch Zufuhr elektrischer Energie eine nicht spontan ablaufende Redoxreaktion erzwungen.

Die angelegte elektrische Spannung bewirkt einen gerichteten Elektronenfluss und ermöglicht somit die Umwandlung von elektrischer in chemische Energie.

Merke

Galvanisches Element: chemische Energie → elektrische Energie

Elektrolyse: elektrische Energie → chemische Energie

Prinzip der Elektrolysezelle:

Eine Elektrolysezelle besteht aus zwei Elektroden, die in einen Elektrolyten eintauchen und mit einer externen Spannungsquelle verbunden sind.

Durch die angelegte Spannung wird ein gerichteter Elektronenfluss von der Anode zur Kathode erzeugt. Daraus ergeben sich folgende Elektrodenprozesse:

• Kathode (Minuspol) – Reduktion:
  • Die Kathode ist mit dem negativen Pol der Spannungsquelle verbunden. Dort werden Elektronen bereitgestellt und von Teilchen aus dem Elektrolyten aufgenommen.
  • Oxidierte Form + Elektronen → reduzierte Form
  • Allgemein gilt: Kationen wandern zur Kathode und werden reduziert.
• Anode (Pluspol) – Oxidation:
  • Die Anode ist mit dem positiven Pol der Spannungsquelle verbunden. Hier werden den Teilchen aus dem Elektrolyten Elektronen entzogen.
  • Reduzierte Form → oxidierte Form + Elektronen
  • Allgemein gilt: Anionen wandern zur Anode und werden oxidiert.

Zusammenhang mit der elektrochemischen Spannungsreihe:

Sind mehrere Ionen in einer Lösung vorhanden, konkurrieren verschiedene Redoxreaktionen miteinander. Entscheidend ist die Lage in der elektrochemischen Spannungsreihe:

• Stoffe mit größerem Reduktionspotential werden bevorzugt reduziert.
• Stoffe mit stärkerer Reduktionskraft werden bevorzugt oxidiert.

Die tatsächlich ablaufenden Teilreaktionen sind diejenigen, deren Potentialdifferenz am kleinsten ist. Sie benötigen somit die geringste äußere Spannung.

Elektrochemische Zellen im Vergleich:

Achtung

Obwohl sich die Polarität der Elektroden zwischen galvanischer Zelle und Elektrolysezelle unterscheidet, bleibt die Zuordnung der Reaktionen unverändert: Die Oxidation findet stets an der Anode und die Reduktion stets an der Kathode statt.

Aufgabe 1 – Bestimmung von Oxidationszahlen:

Aufgabe: Bestimme die Oxidationszahlen aller Atome in den folgenden Verbindungen: H₂O₂, NH₄⁺, NO₃^-, Cr₂O₇²⁻.

Aufgabe 2 – Aufstellen einer Reaktionsgleichung:

Aufgabe: Stelle die Redoxreaktion von Zink mit Kupfer(II)-Ionen auf.

Aufgabe 3 – Berechnung der Zellspannung:

Aufgabe: Ein galvanisches Element besteht aus einer Zinkhalbzelle und einer Kupferhalbzelle. Gegeben sind die Standardpotentiale:

• Zn²⁺/Zn: −0,76 V
• Cu²⁺/Cu: +0,34 V

Berechne die Standardzellspannung des Daniell-Elements.

Aufgabe 1 – Bestimmung von Oxidationszahlen:

Lösungsweg: (siehe Abschnitt „Oxidationszahlen“)

Antwort:

Aufgabe 2 – Aufstellen einer Reaktionsgleichung:

Lösungsweg:

1. Teilgleichungen formulieren:

• Oxidation: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
• Reduktion: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

2. Elektronenausgleich durchführen: Bei beiden Teilreaktionen werden jeweils zwei Elektronen übertragen. Eine Erweiterung der Teilgleichungen ist daher nicht erforderlich.

2. Teilgleichungen zusammenführen: Die Elektronen werden auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung gekürzt.

Antwort: Die vollständige Redoxreaktion lautet: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

Aufgabe 3 – Berechnung der Zellspannung:

Lösungsweg:

1. Identifikation von Anode und Kathode:
   • Das Halbelement mit dem höheren Standardpotential (+0,34 V) fungiert als Oxidationsmittel und bildet die Kathode (Cu²⁺/Cu).
   • Das Halbelement mit dem niedrigeren Standardpotential (−0,76 V) fungiert als Reduktionsmittel und bildet die Anode (Zn²⁺/Zn).
2. Berechnung der Standardzellspannung (ΔE°): Die Zellspannung berechnet sich aus der Differenz der Standardpotentiale von Kathode und Anode:
   • ΔE°= E°(Kathode) − E°(Anode)
   • ΔE°= +0,34 V − (−0,76 V)
   • ΔE°= +0,34 V + 0,76 V
   • ΔE°= +1,10 V

Antwort: Die Standardzellspannung des Daniell-Elements beträgt 1,1 V.