Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung

Übungen zur Redoxreaktion – Aufstellen einer Redoxgleichung

Du kannst eine Redoxgleichung mithilfe von fünf Schritten aufstellen, die wir verkürzt so formulieren können:

1. Wortgleichung aufstellen (Edukte und Produkte mit Summenformeln benennen)
2. Formelgleichung aufstellen (Oxidation und Reduktion zuordnen und Gleichung mit Summenformeln aufstellen)
3. Teilgleichungen aufstellen (Teilreaktionen ausgleichen und zu Gesamtreaktion addieren)
4. Gesamtgleichung formulieren (Redoxgleichung vervollständigen)
5. Kontrolle (Gesamtgleichung noch einmal kontrollieren)

Dieser Text ist als Übung gedacht: Wir stellen Schritt für Schritt eine Redoxgleichung am Beispiel der Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure auf. Versuche jeden einzelnen Schritt erst selbst und sieh dir dann jeweils die Lösung an!

Übungen zur Redoxreaktion – Voraussetzungen

In der Aufgabenstellung zur Aufstellung einer Redoxgleichung sollten stets die Edukte und Produkte genannt sein. Eine Aufgabenstellung zu unserer Übung könnte zum Beispiel folgendermaßen lauten:

Kupfer reagiert mit Salpetersäure zu einem blauen Kupfersalz, Kupfer(II)‑nitrat. Außerdem bildet sich das Gas Stickstoffmonoxid und es entsteht Wasser. Stelle die Redoxgleichung dieser Reaktion auf!

Aufstellen der Wortgleichung

Los geht's! Stelle eine einfache Wortgleichung auf, indem du die Namen der Edukte und Produkte der Aufgabenstellung entnimmst.
Das Aufstellen der zugehörigen Summenformeln kannst du entweder auch gleich hier oder erst im nächsten Schritt vornehmen.

Aufstellen der Formelgleichung

Gleich zum nächsten Schritt! Stelle die einzelnen Summenformeln der Edukte und Produkte auf und bilde damit eine einfache Formelgleichung.

Die Ladungen der Atome und die daraus resultierenden Oxidationszahlen innerhalb der Stoffe sind wichtig. Notiere sie dir jeweils über den Atomen in der Reaktionsgleichung.

Prinzipiell ist es auch möglich, eine Redoxgleichung ohne Kenntnis der Oxidationszahlen aufzustellen. Allerdings kannst du die Teilreaktionen von Oxidation und Reduktion nur dann korrekt zuordnen und aufstellen, wenn du weißt (oder aus dem Periodensystem herauslesen kannst), wie viele Elektronen von den einzelnen Reaktionsteilnehmern jeweils aufgenommen und abgegeben werden.

Wiederholen wir kurz ein paar einfache Merkregeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen:

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

Aufstellen der Teilgleichungen

Jetzt kannst du die Teilreaktionen der Oxidation und Reduktion bestimmen. Das geht ganz einfach anhand der Oxidationszahlen:

• Ermittle, bei welchem Atom die Oxidationszahl größer wird. Dieses Atom gibt Elektronen ab, wird also oxidiert.
• Ermittle, bei welchem Atom die Oxidationszahl kleiner wird. Dieses Atom nimmt Elektronen auf, wird also reduziert.

Mit diesem Wissen kannst du nun die Teilgleichungen von Oxidation und Reduktion formulieren.

Alles, was wir bisher aufgestellt haben, konnten wir allein mithilfe der Oxidationszahlen herleiten. Jetzt kommt der entscheidende Schritt, für den ein bisschen mathematisches Geschick notwendig ist: das Ausgleichen der Teilgleichungen.

Da in der Reduktion vier negative Ladungen auf der linken Seite vom Reaktionspfeil stehen, aber die Ladung rechts vom Reaktionspfeil neutral ist, müssen wir hier die Ladungen ausgleichen. Dazu addieren wir vier Protonen $\left( \ce{H^+} \right)$ auf der linken Seite vom Reaktionspfeil. (Das können wir tun, weil die Redoxreaktion aufgrund der Salpetersäure in einem sauren Milieu stattfinden.)

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

Jetzt stehen allerdings in der Reduktion links vom Reaktionspfeil vier Wasserstoffionen, die rechts vom Reaktionspfeil fehlen. Aber wir können die Stoffe ausgleichen, indem wir rechts vom Reaktionspfeil Wassermoleküle addieren. (Das ist erlaubt, weil Wasser ja ohnehin eines der Produkte der Reaktion ist.)

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

Schließlich müssen wir du die Anzahl der Elektronen in den Teilgleichungen ausgleichen, sodass die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen übereinstimmt.

Manchmal wir das nun folgende Addieren der Teilgleichungen noch zum dritten Schritt gezählt, manchmal zählt es schon zum vierten. Wir zählen es hier mal zum vierten, also zum nächsten Schritt.

Aufstellen der Gesamtgleichung

Nun kannst du also mithilfe der Teilreaktionen, die wir im vorherigen Schritt aufgestellt haben, die Redoxreaktion formulieren. Die Gesamtgleichung ergibt sich, in dem jeweils die linken und rechten Seiten der Teilgleichungen addiert werden. Da dann auf beiden Seiten die übertragenen Elektronen stehen, können diese gekürzt werden – sie fallen also heraus.

Das kann aber noch nicht die endgültige Redoxgleichung sein, denn das sind nicht die Edukte und Produkte, die in der Aufgabenstellung angegeben waren. Es müssen noch fehlende Reaktionsteilnehmer ergänzt werden – nämlich die Nitrationen. Links müssen sich die Nitrationen $\left( \ce{NO3^-} \right)$ und die Wasserstoffionen $\left( \ce{H^+} \right)$ vollständig zu Salpetersäure $\left( \ce{HNO3} \right)$ ergänzen und rechts muss Kupfer(II)‑nitrat $\left( \ce{Cu(NO3)2} \right)$ stehen, so wie wir es in den ersten beiden Schritten bestimmt hatten – allerdings jetzt korrekt ausgeglichen.

Kontrollieren des Ergebnisses

Zuletzt solltest du die aufgestellte Redoxgleichung noch einmal überprüfen. Zähle dazu jeweils links und rechts vom Reaktionspfeil, wie oft die Atome jeder einzelnen Sorte vorkommen.

Aufstellen von Redoxgleichungen ohne das Ermitteln von Oxidationszahlen

Einfache Redoxgleichungen wie die Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure kannst du theoretisch auch ohne Kenntnis der Oxidationszahlen aufstellen und ohne zu wissen, wie viele Elektronen jeweils abgegeben und aufgenommen werden.

Sehen wir uns noch einmal die Formelgleichung aus dem zweiten Schritt an:

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

Wir müssen nicht unbedingt wissen, wie viele Elektronen bei der Reaktion übertragen werden. Alles was wir tun müssen, um eine korrekte Gesamtgleichung zu erhalten, ist, diese Reaktionsgleichung auszugleichen. Dann haben wir zwar keine Teilgleichungen von Oxidation und Reduktion ermittelt – aber wenn danach nicht gefragt war, ist das kein Problem.

Zählen wir also 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.