Aufstellen von Redoxgleichungen

Aufstellen von Redoxgleichungen

Die Redoxreaktion – Definition

Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der ein Stoff Elektronen abgibt, also oxidiert wird, und ein anderer Stoff diese Elektronen aufnimmt, also reduziert wird.

Du kannst eine Redoxgleichung mithilfe der folgenden fünf Schritte aufstellen:

1. Wortgleichung aufstellen
2. Formelgleichung aufstellen
3. Teilgleichungen aufstellen
4. Gesamtgleichung aufstellen
5. Kontrolle

In diesem Lerntext stellen wir die Redoxgleichung am Beispiel der Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure auf.

Redoxgleichungen – Voraussetzungen

Die Aufgabenstellung zur Aufstellung von Redoxgleichungen sollte die Edukte und Produkte nennen. Die Aufgabenstellung sollte daher in folgender Form lauten:

Kupfer reagiert mit Salpetersäure zu Kupfer(II)-nitrat, Stickstoffmonoxid und Wasser.

Aufstellen der Wortgleichung

Entnimm der Aufgabenstellung die Edukte und die Produkte. Stelle die Wortgleichung auf, um einen ersten Überblick über die reagierenden Stoffe zu erhalten.

$\ce{\text{Kupfer}\,\,+\,\,\text{Salpetersäure}\,\,->\,\,\text{Kupfer(II)-nitrat}\,\,+\,\,\text{Stickstoffmonoxid}\,\,+\,\,\text{Wasser}}$

Aufstellen der Formelgleichung

Stelle dann anhand der Wortgleichung die Formelgleichung auf.

Das Symbol für Kupfer ist $\ce{Cu}$. Die Summenformel für Salpetersäure ist $\ce{HNO3}$ und die Summenformel für Kupfer(II)-nitrat ist $\ce{Cu(NO3)2}$. Du kannst für Stickstoffmonoxid die Summenformel aus dem Namen ableiten, denn mono bedeutet hier, dass Stickstoff mit nur einem Sauerstoffatom verbunden ist. Stickstoffmonoxid hat also die Summenformel $\ce{NO}$. Wasser hat die Summenformel $\ce{H2O}$.

$\ce{Cu \, + \, HNO3 \, -> \, Cu(NO3)2 \, + \, NO \, + \, H2O}$

Notiere die Oxidationszahlen der Stoffe jeweils über den Atomen in der Reaktionsgleichung.

Die Wertigkeit im Namen einer Verbindung gibt die Oxidationsstufe und damit die Oxidationszahl an. Kupfer in Kupfer(II)-nitrat hat also die Oxidationszahl $\ce{+II}$.

$\begin{array}{cccccccc}\scriptsize 0 & & \scriptsize \ce{+I} \, \scriptsize \ce{+V} \, \scriptsize \ce{-II} & & \scriptsize \ce{+II} \, \scriptsize \ce{+V} \, \scriptsize \ce{-II} & & \scriptsize \ce{+II\,-II} & & \scriptsize \ce{+I\,-II} \\ \ce{Cu \, & + & \, HNO3 & \, -> \, & Cu(NO3)2 & \, + & \, NO \, & + & \, H2O} \end{array}$

Aufstellen der Teilgleichungen

Bestimme Oxidation und Reduktion.

Ermittle, bei welchem Atom die Oxidationszahlen größer werden. Dieses Atom gibt Elektronen ab, wird also oxidiert.

Ermittle, bei welchem Atom die Oxidationszahlen kleiner werden. Dieses Atom nimmt Elektronen auf, wird also reduziert.

Die Oxidationszahl von Kupfer steigt von $0$ auf $\ce{+II}$. Das Kupfer wird also oxidiert.

Die Oxidationszahl von Stickstoff in der Salpetersäure sinkt von $\ce{+V}$ auf $\ce{+II}$ im Stickstoffmonoxid. Stickstoff wird also reduziert.

Das Nitratanion der Säure und das Nitratanion im Kupfer(II)-nitrat bleibt einfach negativ geladen.

Das bedeutet, dass insgesamt ein Anteil der Nitratanionen reduziert wird und ein weiterer Anteil unverändert bleibt.

Formuliere die Oxidation und die Reduktion. Notiere in den Gleichungen, wie viele Elektronen abgegeben und wie viele Elektronen aufgenommen werden.

• Die Oxidationszahl von Kupfer steigt um $2$, also gibt Kupfer $2$ Elektronen ab.

• Die Oxidationszahl von Stickstoff sinkt um $3$, also nimmt Stickstoff $3$ Elektronen auf.

Schreibe die abgegebenen Elektronen rechts vom Reaktionspfeil und die aufgenommenen Elektronen links vom Reaktionspfeil.

$\begin{array}{llclclcl}\text{Oxidation:} & \ce{Cu\, ->\, Cu^{2+} +\, 2 e^-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{NO3- + 3 e- -> NO}\end{array}$

Da in der Reduktion vier negative Ladungen auf der linken Seite vom Reaktionspfeil stehen, aber die Ladung rechts vom Reaktionspfeil neutral ist, musst du hier die Ladungen ausgleichen. Addiere dazu vier Protonen auf der linken Seite vom Reaktionspfeil.

$\begin{array}{llclclcl}\text{Oxidation:} & \ce{Cu\, ->\, Cu^{2+} +\, 2 e^-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{NO3- + 3 e- + 4 H+ -> NO}\end{array}$

Jetzt stehen in der Reduktion links vom Reaktionspfeil vier Wasserstoffionen, die rechts vom Reaktionspfeil fehlen. Nun musst du die Stoffe ausgleichen, indem du rechts vom Reaktionspfeil Wassermoleküle addierst.

$\begin{array}{llclclcl}\text{Oxidation:} & \ce{Cu\, ->\, Cu^{2+} +\, 2 e^-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{NO3- + 3 e- + 4 H+ -> NO + 2 H2O}\end{array}$

Schließlich musst du die Anzahl der Elektronen in den Teilgleichungen ausgleichen, sodass die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen übereinstimmt. Multipliziere dazu die Oxidation mit $3$ und die Reduktion mit $2$.

$\begin{array}{llclclcl}\text{Oxidation:} & \ce{3Cu\, ->\, 3 Cu^{2+} +\, 6 e^-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{2 NO3- + 6 e- + 8 H+ -> 2 NO + 4 H2O}\end{array}$

Aufstellen der Gesamtgleichung

Nun stellen wir mithilfe der Teilreaktionen, die wir im vorherigen Schritt formuliert haben, die Redoxreaktion auf. Addiere dazu die Oxidation und die Reduktion und kürze die Elektronen.

$\begin{array}{llclclcl}\text{Oxidation:} & \ce{3Cu\, ->\, 3 Cu^{2+} +\, 6 e^-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{2 NO3- + 6 e- + 8 H+ -> 2 NO + 4 H2O} \\[2pt]\hline\\[-10pt]\text{Redoxreaktion:} & \ce{3 Cu \, + 2 NO3- \, + \, 8 H+ → \, 3 Cu^{2+} + \, 2 NO \, + \, 4 H2O}\end{array}$

Ergänze die Redoxreaktion mit den Nitrationen. Aus der Oxidation kannst du entnehmen, dass rechts vom Reaktionspfeil drei Teilchen Kupfer(II)-nitrat stehen müssen. Das bedeutet, dass du auf der rechten Seite noch sechs Nitratanionen ergänzen musst. Wenn du dann entsprechend auf der linken Seite sechs Nitratanionen ergänzt und mit den acht Protonen verrechnest, dann erhältst du links vom Reaktionspfeil acht Teilchen Salpetersäure.

$\ce{3 Cu \, + 8 NO3- \, + \, 8 H+ → \, 3 Cu^{2+} + \, 6 NO3- + \, 2 NO \, + \, 4 H2O}$

$\ce{3 Cu \, + 8 HNO3 → \, 3 Cu(NO3)2 + \, 2 NO \, + \, 4 H2O}$

Die Redoxgleichung für die Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure ist so fertig aufgestellt.

Kontrollieren des Ergebnisses

Zuletzt solltest du die aufgestellte Redoxgleichung prüfen. Zähle dazu jeweils links und rechts vom Reaktionspfeil, wie oft das jeweilige Atom vorkommt.

Hast du links vom Reaktionspfeil jeweils gleich viel einer Atomsorte wie rechts vom Reaktionspfeil, dann hast du alles richtig gemacht.

Aufstellen von Redoxgleichungen ohne das Ermitteln von Oxidationszahlen

Einfache Redoxgleichungen wie die Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure kannst du auch ohne das Ermitteln der Oxidationszahlen aufstellen.

$\ce{Cu \, + \, HNO3 \, -> \, Cu(NO3)2 \, + \, NO \, + \, H2O}$

Zähle nun die Atome links und rechts vom Reaktionspfeil.

Die Anzahl der Wasserstoffatome, der Stickstoffatome und der Sauerstoffatome ist jeweils links und rechts vom Reaktionspfeil ungleich.

Gleiche die Anzahl der Sauerstoffatome aus, indem du das kleinste gemeinsame Vielfache (kgV) von $3$ und $8$ ermittelst. Das kleinste gemeinsame Vielfache von $3$ und $8$ ist $24$. Das heißt, links und rechts vom Reaktionspfeil müssen jeweils $24$ Sauerstoffatome stehen. Das erreichst du, indem du zunächst links vom Reaktionspfeil eine $8$ vor $\ce{HNO3}$ ergänzt.

$\ce{Cu \, + \, 8 HNO3 \, -> \, Cu(NO3)2 \, + \, NO \, + \, H2O}$

Dann siehst du nämlich, dass jetzt links vom Reaktionspfeil acht Wasserstoffatome stehen. Ergänze daher rechts vom Reaktionspfeil eine $4$ vor $\ce{H2O}$, sodass du nun auch rechts acht Wasserstoffatome stehen hast.

$\ce{Cu \, + \, 8 HNO3 \, -> \, Cu(NO3)2 \, + \, NO \, + \, 4 H2O}$

Auf der rechten Seite fehlen noch 13 Sauerstoffatome. Verteile so viele Sauerstoffatome wie möglich auf das Kupfer(II)-nitrat. Maximal sind drei Teilchen Kupfer(II)-nitrat möglich. So erhältst du 18 Sauerstoffatome durch das Kupfer(II)-nitrat.

$\ce{Cu \, + \, 8 HNO3 \, -> \, 3 Cu(NO3)2 \, + \, NO \, + \, 4 H2O}$

Jetzt fehlen auf der rechten Seite nur noch ein Stickstoffatom und ein Sauerstoffatom. Du erreichst diese Anzahl an Teilchen, indem du vor $\ce{NO}$ eine $2$ schreibst.

$\ce{Cu \, + \, 8 HNO3 \, -> \, 3 Cu(NO3)2 \, + \, 2 NO \, + \, 4 H2O}$

Gleiche noch auf der linken Seite die Kupferatome aus, indem du vor $\ce{Cu}$ eine $3$ setzt.

So erhältst du auch hier am Ende die Redoxgleichung:

$\ce{3 Cu \, + 8 HNO3 → \, 3 Cu(NO3)2 + \, 2 NO \, + \, 4 H2O}$

Häufig gestellte Fragen zum Thema Aufstellen von Redoxgleichungen