Oxidation und Reduktion - anthropia

Oxidation und Reduktion zsf Zeeck 9Elektronenübergänge bestimmen chemische Prozesse Eigenschaften eines Elements werden durch Valenzelektronen bestimmt Kationen entstehen, wenn Elektronen abgegeben werden Anionen entstehen, wenn Elektronen aufgenommen werden Wanderungstendenz der Elektronen bestimmt Reaktionsverhalten zB beim Rosten finden Elektronenübergänge von Eisen zu Sauerstoff statt spontane Elektronenübergänge sind mit einem Elektronenfluss verbunden,aus dem Energie gewonnen werden kannDefinitionen Oxidation: ist die Abgabe von Elektronen Reduktion: ist die Aufnahme von Elektronen Redoxreaktion: beide Partner verändern sich, Stoffumwandlung tritt ein,korrespondierende Redoxpaare gehören dazu ein Oxidations- oder Reduktionsprozess tritt niemals allein auf Summeder abgegebenen Elektronen = Summe der aufgenommenen Elektronen Ladungs- und Massenbilanz zwischen Edukten und Produkten gleich Oxidationsmittel: ist der Elektronenakzeptor, wird selbst reduziert Reduktionsmittel: ist der Elektronendonator, wird selbst oxidiertUmkehrbarkeit von Redox-Teilreaktionen Redox-Reaktionen können grundsätzlich in beide Richtungen laufen freiwillige Richtung der Reaktion hängt von der Oxidationskraft bzw. derReduktionskraft des Partners ab kalte Verbrennung: wenn Eisen verrostet, langsame Reaktion Knallgasreaktion: Wasserstoff wird durch Sauerstoff schnell oxidiertAufstellen von Redoxgleichungen Oxidationsstufen (Oxidationszahl, Wertigkeit) sind wichtige Hilfsgrößen Reaktionspartner ändern ihren Ladungszustand, eine Änderung derOxidationsstufe lässt sich feststellen bei der Oxidation nimmt die Oxidationsstufe zu (wird positiver) bei der Reduktion nimmt die Oxidationsstufe ab (wird negativer) Atome von Elementen haben die Oxidationsstufe Null bei einfachen Ionen entspricht die Ladung ihrer Wertigkeit Sauerstoff besitzt in der Regel die Oxidationsstufe -2, Wasserstoff +1 Ausnahmen: Wasserstoff in Hydriden (zB Natriumhydrid, NaH) undSauerstoff in Peroxiden (H 2 O 2 ) besitzen die Oxidationsstufe -1 Metalle haben immer positive OxidationsstufenTobias Stadelmann Seite 1/4

Elektromotorische Kraft (EMK) Potenzialdifferenz in zwei Halbzellen, als Spannungsdifferenz messbar Elektronen fließen von einer Elektrode zur anderen Metalle unterscheiden sich in der Donatorstärke (Reduktionskraft) Metallionen unterscheiden sich in der Akzeptorstärke (Oxidationskraft) die Spannung ΔE zwischen den beiden Elektroden einer elektrochemischenZelle entspricht der elektromotorischen Kraft die maximale Arbeit, die sich aus einer ablaufenden chemischen Reaktionbei konstantem Druck und Temperatur gewinnen lässt, ist ein Maß für dieÄnderung von Gibb’s freier Energie ΔG = -z • F • ΔEo z Zahl der übertragenen Elektroneno F Faraday-Konstante (96485 C/mol)o ΔE wird in Volt angegebeno ΔG wird in kJ/mol angegeben nur bei negativen ΔG-Werten ist eine Reaktion exergon und läuft spontan(freiwillig) ab, bei Redox-Reaktionen muss die Potenzialdifferenz ΔE positivsein, damit ΔG negativ wirdElektrodenpotentiale Halbzellen verschiedener Metalle unterscheiden sich in ihrem Potenzial von der Elektronenkonfiguration der Metallatome, vom Aufbau desMetallgitters und von der Hydratation der Ionen abhängig lokale Elementarprozesse führen zu einem für jedes Metallcharakteristischen Elektrodenpotential partiell positiv, wenn Metallionen aus der Lösung lagern sich an dasMetallgitter an – partiell negativ, die Metallionen verlassen das Metallgitter da Potentialdifferenzen benötigt man eine Referenz-Halbzelle, eineBezugselektrode, es wird dazu die Normalwasserstoffelektrode verwendet negatives Potenzial: Elektronen fließen zur Normalwasserstoffelektrode positives Potenzial: Elektronen fließen von der Normalwasserstoffelektrode Normalpotential (E 0 ): Elektrode unter Standardbedingungen in einer 1 MMetallsalzlösung eintauchen, Potenzialdifferenz zur NWE messenSpannungsreihe Redoxpaare nach ihrem Normalpotential geordnet ergeben dieelektrochemische Spannungsreihe oben das Redoxpaar mit dem negativsten E 0 -Wert, seine reduzierte Formhat die höchste Reduktionskraft unten stehen die Redoxpaare mit den positivsten E 0 -Werten, dessenoxidierte Form die höchste Oxidationskraft besitzen (Fluor, F 2 ) mithilfe der Spannungsreihe lässt sich vorhersagen, welche Reaktionenspontan (also freiwillig) ablaufen und welche nichtTobias Stadelmann Seite 2/4

Reduktionspotential: die Elektronen fließen freiwillig von oben rechts nachunten links (Bergab-Regel), also von der reduzierten Form (Red) desRedoxpaares mit dem negativsten E 0 -Wert ur oxidierten Form (Ox) desRedoxpaares mit dem positivsten E 0 -Wert Potentialdifferenz entsteht nur eine positive Potentialdifferenz ΔE signalisiert, dass eine Redoxreaktionfreiwillig abläuft, ΔG ist negativ Unedle Metalle stehen oberhalb des Wasserstoffs in der Spannungsreiheund besitzen ein negatives Normalpotenzial, können H 3 O + -Ionen abgeben Halbedel- und Edelmetalle besitzen eine schwächere Reduktionskraft undsind eher OxidationsmittelNernst-Gleichung beschreibt Halbzellen, die nicht den Standardbedingungen entsprechen Potential E unterscheidet sich von E 0 (Normalpotential) E ist abhängig von der Konzentration der oxidierten und reduzierten Formin der ElektrodenlösungE = E 0+ R •To R Gaskonstantez • F ln [ Ox ]Re do T Temperatur (in °K)o z Zahl der übertragenen Elektroneno F Faraday Konstante ! bei 25 °C vereinfacht sich die Gleichung zu gibt den Einfluss der Konzentrationen einesRedoxpaares auf das Redoxpotential an[ ]E = E 0+ 0,06 lgz[ Ox ]Red[ ] Volt bei Metallen setzt man [Red] = 1 Konzentrationsgradient: entsteht aus ! zwei Halbzellen, die in Kontaktstehen aber sich in ihrer Konzentration unterscheiden Elektronenfließen, bis Metallsalzkonzentrationen ausgeglichen sind (ΔE = 0) elektrische oder chemische Energie kann daraus gewonnen werdenTobias Stadelmann Seite 3/4

Redox- und Säure-Basen-Reaktionen im Vergleich auffällige Parallelität: beides mal werden Elementarteilchen übertragen,einmal Elektronen und einmal Protonen Elektronen bei Redoxreaktionen stammen aus der Valenzschale Protonen verlassen bei der Säure-Base-Reaktion die bindenden Elektronenin der Valenzschale und lagern sich an Valenzelektronen des Partners an Prinzip chemischer Reaktionen: die Eigenschaften der Stoffe ändert sichwegen Umordnungen in der Elektronenhülle der beiden ReaktionspartnerpH-Abhängigkeit von Redoxpotenzialen manche Redoxpaare setzen bei der Bildung der oxidierten Form Protonenfrei, welche sich an Wasser zum Hydronium-Ion (H 3 O + ) anlagern Normalwasserstoffelektrode bei pH 0 liegt E 0 = 0 Volt vor, beiphysiologischem pH von 7 ändert sich der Wert auf E H2/H+ = -0,42 Volt die Reduktionskraft des Wasserstoffs ist bei pH 7 stärker als bei pH < 7 die Oxidationskraft des Sauerstoffs ist in saurem Milieu stärkerpH-Bestimmung durch Potentialmessung die pH-Abhängigkeit kann zur Messung von pH-Werten benutzt werden Beispieleo Wasserstoffelektrodeo Chinhydron-Elektrodeo Gaselektrode aus Potentialdifferenz (zu einer Bezugselektrode) ergibt sich der pH-Wert sehr viel genauer als pH-Bestimmungen per IndikatorKnallgasreaktion und Atmungskette viele Lebewesen benötigen Sauerstoff zur Energieversorgung die Energie wird aus dem Potenzialgefälle der Knallgasreaktion gewonnen Potentialdifferenz beträgt ΔE = 1,24 V, es ergeben sich -237 kJ/mol die Knallgasreaktion hat eine große Triebkraft Trick der Natur: in den Mitochondrien werden die Elektronen von NADHjedoch nicht direkt auf den Sauerstoff übertragen, sondern stufenweiseüber verschiedene Redoxsysteme Energie wird per Protonengradient schlussendlich in ATP gespeichertTobias Stadelmann Seite 4/4