mini|317x317px|Farbverlauf von Kupferoxiden auf erhitzter Kupferfolie Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion zweier Stoffe, von denen der eine als Reduktionsmittel und der andere als Oxidationsmittel fungiert. Zwischen beiden Stoffen finden Elektronenübertragungen statt, wodurch sich die Oxidationszustände der beteiligten Atome ändern. Die Bezeichnung Redoxreaktion ist ein Silbenkurzwort, das durch die Abkürzung der Bezeichnung Reduktions-Oxidations-Reaktion entstanden ist.
Die Änderungen der Oxidationszustände werden durch den formalen Austausch von Elektronen zwischen beiden Reaktionspartnern verursacht. Der eine Reaktionspartner – das Reduktionsmittel – gibt Elektronen ab, erhöht dabei seinen Oxidationszustand und wird in die oxidierte Form überführt. Der andere Reaktionspartner – das Oxidationsmittel – nimmt die Elektronen auf, erniedrigt dabei seinen Oxidationszustand entsprechend und wird in die reduzierte Form überführt. Zur Beschreibung einer Redoxreaktion sind demnach zwei Redox-Paare erforderlich. Wichtige Beispiele dieser Redoxpaare sind in der elektrochemischen Spannungsreihe aufgelistet.
Einführung und Reaktionsablauf Redoxreaktionen sind in der Chemie von grundlegender Bedeutung: aerobe Stoffwechsel- und alle Verbrennungsvorgänge, viele technische Produktionsprozesse und Nachweisreaktionen sind Elektronenübertragungsreaktionen und damit Redoxreaktionen.
Für Redoxreaktionen gelten folgende Aussagen: Redoxreaktionen sind formal Elektronenübertragungsreaktionen zwischen zwei Substanzen, von denen eine Substanz als Oxidationsmittel und die andere Substanz als Reduktionsmittel wirkt. Oxidation bedeutet: Eine Verbindung, bzw. ein Ion, oder ein Atom in der Verbindung gibt ein oder mehrere Elektronen ab und erfährt dadurch eine entsprechende Erhöhung des Oxidationszustandes. Dieses Ion, Atom, bzw. diese Verbindung nennt man das Reduktionsmittel, das bei der Redoxreaktion oxidiert wird. Reduktion bedeutet: Eine Verbindung, bzw. ein Ion oder ein Atom in der Verbindung nimmt ein oder mehrere Elektronen auf und erfährt dadurch eine entsprechende Erniedrigung des Oxidationszustandes. Dieses Ion, Atom, bzw. diese Verbindung nennt man das Oxidationsmittel, das bei der Reaktion reduziert wird. Viele chemische Reaktionen sind Redoxreaktionen, auch wenn in den Reaktionsgleichungen der Austausch der Elektronen nicht immer auf den ersten Blick erkennbar ist. Deshalb können in den zugehörigen Reaktionsgleichungen, die man auch als Redoxgleichungen bezeichnet, die Oxidationszustände der an der Redoxreaktion beteiligten Atome durch hochgestellte Angaben ihrer jeweiligen Oxidationszahlen gekennzeichnet werden. Bei Redoxreaktionen laufen beide Teilreaktionen gleichzeitig ab. Einige Redoxreaktionen verlaufen langsam, wie z. B. Korrosionsreaktionen und aerobe Stoffwechselreaktionen. Viele Redoxreaktionen verlaufen schnell und unter Energiefreisetzung wie z. B. Verbrennungen oder Explosionen.Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Chemie. Ein Lehrbuch für alle Naturwissenschaftler, VCH VerlagsgesellschaftD6940 Weinheim, 1988, ISBN 978-3-527-26241-0, ISBN 3-527-26241-5, S. 200, S. 567–578.
Reaktionsablauf schematisch In einer Redoxreaktion reagiert Stoff A, der Elektronen abgibt (Elektronendonator) als Reduktionsmittel mit Stoff B, der die Elektronen aufnimmt (Elektronenakzeptor) als Oxidationsmittel. Die allgemeinen Reaktionsschemata lauten:
A -> A+ + e- Redox-Paar Oxidation: Stoff A gibt als Reduktionsmittel ein Elektron ab.
B + e- -> B- Redox-Paar Reduktion: Das Elektron wird vom Oxidationsmittel B aufgenommen.
A + B -> A+ + B- Zusammenfassung als Redoxreaktion: Stoff A gibt ein Elektron an Stoff B ab. Stoff A wird dabei oxidiert, Stoff B wird dabei entsprechend reduziert. Zusammenfassung der beteiligten Vorgänge und Fachbegriffe Oxidation Elektronenabgabe Reduktionsmittel → Produkt + e− Oxidationszahl wird erhöht Reduktion Elektronenaufnahme Oxidationsmittel + e− → Produkt Oxidationszahl wird erniedrigt mini|hochkant=0.7|Verbrennung d. h. Redoxreaktion mit Luftsauerstoff als Oxidationsmittel und mit Kohlenstoff im Holz als Reduktionsmittel
Andere Redox-Reaktionen mit Sauerstoff Aerobe Atmung und Verbrennungen organischer Verbindungen Die wohl wichtigste Redoxreaktion unter Beteiligung von Sauerstoff als Oxidationsmittel ist die aerobe Atmung. Bei dieser Reaktion werden in den Körperzellen im Verlauf von enzymatisch katalysierten Stoffwechselvorgängen die C-Atome in den mit der Nahrung aufgenommenen organischen Verbindungen (beispielsweise Kohlenhydrate, Fettsäuren) mit Sauerstoff als Oxidationsmittel oxidiert. Dabei wird Sauerstoff unter Bildung von Kohlenstoffdioxid reduziert und Energie wird in Form der energiereichen Verbindung Adenosintriphosphat (ATP) gewonnen.
ein Molekül Glucose und 6 Moleküle Sauerstoff bilden sechs Moleküle Kohlendioxid und 6 Moleküle Wasser
Ganz analog verlaufen Verbrennungsreaktionen als normale chemische Redoxreaktionen, wenn kohlen- und wasserstoffhaltige organische Verbindungen wie Kohlenwasserstoffe, z. B. Methan, oder auch z. B. Holz und Kohle, zur Wärmeerzeugung verbrannt werden oder als Benzin, Diesel und Kerosin in Kraftfahrzeugen, Schiffen oder Flugzeugen als Treibstoffe verbrannt werden. Kraftstoffe, die bei der Verbrennung viel Energie freisetzen, werden auch als Raketentreibstoff verwendet. Weil in diesen Fällen in kurzer Zeit viel Energie benötigt wird, kann nicht der Luftsauerstoff als Oxidationsmittel genutzt werden, sondern der Sauerstoff muss in flüssiger Form aus einem Sauerstofftank zugeführt werden.
Der in allen Brennstoffen enthaltene Kohlenstoff reagiert als Reduktionsmittel mit dem Sauerstoff als Oxidationsmittel. Im Verlauf der Verbrennung werden die C-Atome, je nachdem ob ausreichend Sauerstoff verfügbar ist, durch Abgabe von Elektronen vollständig zu Kohlenstoffdioxid oder unvollständig zu einem Gemisch aus Kohlenstoffdioxid und Kohlenstoffmonoxid oxidiert. Dabei werden die Sauerstoffatome durch Aufnahme von Elektronen reduziert unter Bildung der Nichtmetalloxide Kohlenstoffdioxid – bzw. bei nicht ausreichendem Sauerstoffangebot auch Kohlenstoffmonoxid – und Wasser. Letzteres lässt sich als ein kovalentes Nichtmetalloxid bezeichnen.
Vollständige Verbrennung: Unvollständige Verbrennung:
Weitere Beispiele Verbrennungen In pyrotechnischen Artikeln finden sich eng und fest verpackte Gemenge von festen Reduktionsmitteln und festen Oxidationsmitteln, die als Explosivstoffe bekannt sind. Über eine Zündschnur kann von außen eine Redoxreaktion gestartet werden, die je nach Art der Verpackung und nach Art der verpackten Chemikalien verschiedene Feuerwerkseffekte auslösen kann. Bei den Explosivstoffen kommt es zu einer schlagartig exothermen Redoxreaktion, bei der Gase frei werden, die sich temperaturbedingt stark ausdehnen und somit eine Sprengkraft haben, oder bei Raketen zunächst eine Triebkraft bewirken und dann erst eine Sprengkraft auslösen, durch die dann auch noch weitere Verbrennungsreaktionen gezündet werden.
Bekannt ist auch die als Explosion ablaufende Verbrennung eines Gasgemisches aus Wasserstoff und Sauerstoff (Knallgas, bzw. Knallgasreaktion), bei der als Reaktionsprodukt Wasserdampf (H2O) entsteht.
Bildung von Nichtmetalloxiden Auch viele andere anorganische Elemente wie z. B. die Nichtmetalle können, mit Ausnahme von Fluor und Edelgasen, mit Sauerstoff als Oxidationsmittel Redoxreaktionen eingehen und werden dabei zu den jeweiligen Nichtmetalloxiden oxidiert. Die Nichtmetalle verhalten sich dabei aber sehr unterschiedlich. So reagieren z. B. die Elemente der 5. und 6. Hauptgruppe, wie z. B. Phosphor und Stickstoff, bzw. Schwefel und Selen bei der Oxidation normal und bilden stabile Oxide, wie z. B. Schwefeloxide, Phosphoroxide und Stickstoffoxide. Dagegen verlaufen die Oxidationsreaktionen der Halogene, die selbst Oxidationsmittel sind, mit Sauerstoff nur mit viel Aufwand und unter Vorsichtsmaßnahmen, weil die gebildeten Halogenoxide, sehr instabil und noch stärkere Oxidationsmittel sind als die Halogene selbst. Fluor bildet mit Sauerstoff kein Oxid, denn Fluor ist ein stärkeres Oxidationsmittel als Sauerstoff und oxidiert deshalb Sauerstoff in einer Redoxreaktion zu Sauerstofffluoriden. In diesen ungewöhnlichen und instabilen Verbindungen haben die O-Atome positive Oxidationszustände, und können deshalb nicht als Oxide des Fluors bezeichnet werden.
Redoxreaktionen mit Metallen, Bildung von Metalloxiden und Metallnitriden Metalle sind – mit Ausnahme der Edelmetalle – potentielle Reduktionsmittel und können mit Sauerstoff als Oxidationsmittel Redoxreaktionen eingehen und dabei Metalloxide bilden. Metalle könne aber auch mit anderen Oxidationsmitteln, z. B mit Halogenen, zu salzartigen Halogeniden oder mit Schwefel zu Metallsulfiden oxidiert werden. Wenn ein Metallatom mit einem Sauerstoffmolekül reagiert, kann die Oxidation des Metalls mit folgender Reaktionsgleichung beschrieben werden: Oxidation: Das Metall M als Reduktionsmittel gibt zwei Elektronen ab und wird zum Kation oxidiert. Durch Abgabe der Elektronen können teilbesetzte Schalen aufgelöst werden und es wird die nächstniedrigere stabile Elektronenkonfiguration erreicht. M -> M^{2}+ + 2e-
Reduktion: Das Molekül Sauerstoff als Oxidationsmittel nimmt pro Atom zwei Elektronen auf und wird unter Bildung von zwei Oxid-Anionen reduziert
O2 + 4e- -> 2O^{2}-
Redoxreaktion: Sauerstoff oxidiert das Metall zum Metalloxid und wird dabei selbst reduziert. 2M + O2 -> 2M^{2}+ + 2O^{2}-
Redoxreaktionen mit Metallen können je nach Metalltyp (Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Metalle der Borgruppe) und je nach Art der Reaktionsbedingungen (Temperatur, Sauerstoffüber- oder unterschuss, Anwesenheit von Wasser oder Stickstoff) unterschiedlich verlaufen. So können z. B. Alkalimetalle neben Oxiden auch ionische Peroxide bilden, oder wie z. B. Lithium bei Sauerstoffmangel mit dem Stickstoff der Luft als Oxidationsmittel ebenfalls in einer Redoxreaktion zu einem Nitrid reagieren. Das leicht entzündbare Erdalkalimetall Magnesium oder z. B. auch das entzündbare Gemisch von Eisen- und Aluminiumpulver in Wunderkerzen reagiert mit Luftsauerstoff unter Bildung von Metalloxiden. Im kompakten festen Zustand sind beide Metalle nur schwer entzündbar, werden aber oberflächlich von Sauerstoff zu Metalloxiden (Rost) oxidiert. Im Falle des Aluminiums hat die gebildete Oxidschicht eine stark schützende Wirkung Passivierung, während im Falle des Eisens der gebildete Rost die Oberflächen zerstört und die fortschreitende Oxidation fördert. Beim aktiven kathodischen Korrosionsschutz werden ebenfalls Redoxreaktionen ausgenutzt.
Redoxreaktionen ohne Sauerstoff als Oxidationsmittel Vorbemerkungen Wegen der Vielzahl von möglichen und weithin bekannten Redoxreaktionen mit Sauerstoff als einem offenbar starken Oxidationsmittel werden Bezeichnungen wie Oxidation und Redoxreaktion meist sofort mit Sauerstoff in Verbindung gebracht, zumal der Begriff Oxidation historisch eng mit dem Element Sauerstoff verbunden ist. Der alleinige Blick auf Sauerstoff als Oxidationsmittel kann jedoch zu einer beschränkten Vorstellung von Redoxreaktionen führen. Es gibt viele weitere Oxidationsmittel, die Redoxreaktionen eingehen, darunter auch solche, die stärkere Oxidationsmittel sind als Sauerstoff, wie z. B. die bereits erwähnten Halogene, unter ihnen auch das stärkste Oxidationsmittel Fluor das sogar das klassische starke Oxidationsmittel Sauerstoff oxidieren kann und dabei vom Sauerstoff reduziert wird unter Bildung von Sauerstofffluoriden.