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Redox-Paar


Ein Redox-Paar, auch korrespondierendes Redox-Paar genannt, ist eine Teilreaktion (Halbreaktion) einer Redoxreaktion.[1] In allgemeiner Form gilt:

[math]\mathrm{Red \ \rightleftharpoons \ Ox \ + \mathit{n} \ e^-}[/math],

wobei Red für die reduzierte, Ox für die oxidierte Form eines Teilchens (Molekül, Atom oder Ion) und e für ein Elektron steht. Von links nach rechts gelesen, tritt Red als Elektronendonator auf. Von rechts nach links gelesen, tritt Ox als Elektronenakzeptor auf. Alternativ kann man auch von Reduktions- und Oxidationsmitteln sprechen:[2]

[math]\mathrm{ Reduktionsmittel }[/math] [math]\mathrm{ \ \xrightarrow[]{Oxidation} }[/math] [math]\mathrm{ Oxidationsmittel \ \ + \ \mathit{n} \ Elektronen }[/math]
[math]\mathrm{ \ \xleftarrow[Reduktion] }[/math]

Zur Beschreibung einer Redoxreaktion sind zwei Redox-Paare erforderlich, da unter gängigen chemischen Bedingungen keine freien Elektronen existieren. Wird in einer Teilreaktion ein Elektron formal freigesetzt, wird eine weitere Teilreaktion benötigt, um das Elektron aufzunehmen:

[math] \begin{align} \text{Red}_1 \ & \ \rightleftharpoons \ \text{Ox}_1 \ + \ \text{e}^- && \text{1. Redox-Paar} \\ \text{Ox}_2 \ + \ \text{e}^- & \ \rightleftharpoons \ \text{Red}_2 && \text{2. Redox-Paar} \\ ------- & --------- \\ \text{Red}_1 \ + \ \text{Ox}_2 &\ \rightleftharpoons \ \text{Ox}_1 \ + \ \text{Red}_2 && \text{Redoxreaktion} \\ \end{align} [/math]

Beispiele

Als Beispiel kann man die freiwillig ablaufende Umsetzung eines Kupferstabes in einer wässrigen Lösung betrachten, die Silberionen enthält. Dabei wird Kupfer oxidiert und Silber durch Reduktion elementar abgeschieden.

[math] \begin{align} \text{Cu} \ & \ \longrightarrow \ \text{Cu}^{2+} + \ 2 \ \text{e}^- && \text{1. Redox-Paar, hier erfolgt eine Oxidation} \\ 2 \ \text{Ag}^+ \ + \ 2 \ \text{e}^- & \ \longrightarrow \ 2 \ \text{Ag} && \text{2. Redox-Paar, hier erfolgt eine Reduktion} \\ ------- & --------- \\ \text{Cu} \ + 2 \ \text{Ag}^+ & \longrightarrow \ \text{Cu}^{2+} + \ 2 \ \text{Ag} && \text{Redoxreaktion} \\ \end{align} [/math]

Die Teilreaktionen können auch komplexer sein. Hier ist es vorteilhaft die Oxidationszahlen der relevanten Atome zu betrachten. In einer wässrigen, sauren Lösung reagiert Natriumnitrit zu Nitrat, wenn Kaliumpermanganat zugesetzt wird. Permanganationen regieren dabei zu Mn2+-Ionen. In der Teilreaktion von Mangan sind die Oxidationsstufen des Mangans relevant, die Oxidationsstufe der Sauerstoffatome und der Wasserstoffatome bleiben unverändert.

[math]\mathrm{ {\overset{+7}{Mn}} O_4^- \ + \ 8 \ H_3O^+ + 5 \ e^- \longrightarrow {\overset{+2}{Mn^{2+}}} + 12 \ H_2O}[/math]

Einzelnachweise

  1. Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin, 2007, S. 218ff.
  2. Karl-Heinz Lautenschläger, Werner Schröter, Joachim Teschner, Hildegard Bibrack, Taschenbuch der Chemie, 18. Auflage, Harri Deutsch, Frankfurt (Main), 2001, S. 170.

Kategorien: Elektrochemie | Chemische Reaktion

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