Big Bang HTL 2, Schulbuch

v6zb67 Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) 117 Redoxreaktionen 9 Für viele Menschen ist Chemie verbunden mit dem Gedanken an Explosionen oder Feuer. Diese so beeindruckenden chemi- schen Vorgänge, bei denen die Energie als Teil der Reaktion unübersehbar ist, ja zum „Hauptprodukt“ aus unserer Sichtweise wird, haben alle etwas gemeinsam – es sind sogenannte Redoxreaktionen. Diese spielen bei der Herstellung von Metallen, genauso wie bei deren Zerstörung durch Korrosion, eine zentrale Rolle. Sie treiben Motoren an, liefern uns Wärme und dienen zur Herstellung von elektrischem Strom. Aber nicht nur in der Technik, auch in Lebewesen sind Redoxreaktionen als Energie- lieferanten unverzichtbar. Was steckt also hinter dem Begriff „Redox“ und was müssen wir wissen, um all diese wichtigen Prozesse und Vorgänge verstehen zu können? 9.1 Wenn e – auf die Wanderschaft gehen … Definitionen – Kennziffern Analog zur Wanderung von Wasserstoffionen (H + , also eigentlich Protonen) bei Säuren und Basen (vgl. Kap.7) wechselt bei den Redoxreaktionen ein anderes Elementar- teilchen seinen Partner, das Elektron! Wie wir das in einer Reaktionsgleichung erkennen können, erfahrt ihr im ersten Abschnitt dieses Kapitels. Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungsreaktionen . Wobei „Redox“ eine Abkürzung für Reduktion und Oxidation ist, dabei gilt: Reduktion: Aufnahme von Elektronen Oxidation: Abgabe von Elektronen Wenn jemand Elektronen aufnehmen will, muss ein anderer sie vorher abgeben, er kann sie ja schließlich nicht aus dem Hut zaubern. Da Elektronen – wie schon die Protonen – aufgrund ihrer hohen Ladungsdichte extrem reaktiv sind, können sie nicht lange alleine existieren. Die beiden Vor- gänge der Abgabe und Aufnahme von Elektronen sind des- Was ist eine Redoxreaktion und warum steckt da so viel Energie drinnen? Hatte das nicht was mit dem Sauerstoff zu tun? Kann man aus der Reaktionsgleichung erkennen, ob es sich um eine Redoxreaktion handelt? Wenn ja, wie? Welcher Stoff bleicht eigentlich die Haare beim Blondieren? F1 F2 F3 Abb. 9.1: „Paraderedoxreaktion“ – eine Explosion halb immer gekoppelt, passieren also gleichzeitig. Deshalb wurden die beiden Begriffe auch zu einem (Redox) zusam- mengefasst, weil es das eine ohne das andere nicht gibt. Einige werden sich jetzt vielleicht wundern und denken, hat- ten Redoxreaktionen nicht was mit dem Sauerstoff zu tun? Ja, historisch gesehen hat den Begriff Oxidation der Chemi- ker Antoine Laurent de Lavoisier geprägt und darunter die Verbindung eines Elements mit dem Sauerstoff verstanden. Die Reduktion hingegen war die Abgabe von Sauerstoff . Dann wurde der Begriff zu- nächst auf die Abgabe (Oxidation) und Aufnahme (Reduktion) von Wasserstoff erweitert. Nach der Erkennt- nis über den Atombau und den Elementarteilchen wur- de die heutige Definition als Elektronenübertragungsre- aktion geprägt. Abb. 9.2: Schema einer Redoxreaktion Abb. 9.3: Antoine Laurent de Lavoisier Ein schönes Beispiel für eine Redoxreaktion ist die Verbren- nung von Magnesium (siehe V 9.1). Das Metall Magnesium (2. Gruppe) gibt seine 2 Valenzelektronen ab und erreicht so den Edelgaszustand als zweifach positives Kation (Mg 2+ ). Der Sauerstoff als Nichtmetall (16. Gruppe) nimmt 2 Elektro- nen auf, um seine äußerste Schale mit 8 Valenzelektronen voll zu besetzen. Es entsteht ein zweifach negatives Sauer- stoffanion (O 2– ). Kationen und Anionen bilden dann ein Salz, Magnesiumoxid. In diesem Beispiel wurde Magnesium oxidiert (hat e – abge- geben) und Sauerstoff reduziert (e – Aufnahme). Diese sehr stark exotherme Redoxreaktion gibt die Energie in Form von Nur zu Prüfzw cken – Eigentum des Verlags öbv