Wie stellt man eine Redoxgleichung auf? – Beispiel Thermitreaktion

Die Thermitreaktion als Beispiel einer Redoxreaktion

Um Redoxreaktionen zu verstehen ist es hilfreich, sich eine Beispielreaktion anzusehen. Nehmen wir das Zusammenschweißen von Eisenbahnschienen. Hierfür wird geschmolzenes Eisen gebraucht. Das erhält man, wenn Aluminiumpulver mit Eisenoxid chemisch reagiert. Diese Reaktion ist die Thermitreaktion oder auch aluminothermische Reaktion. Das ist eine Redoxreaktion, weil eine Oxidation und eine Reduktion gleichzeitig stattfinden: Aluminium wird oxidiert und Eisenoxid wird reduziert.

Anhand dieser Reaktion können wir das Konzept besser verstehen, das in der Chemie der Redoxreaktionen steckt. Am Anfang sind vor allem Redoxgleichungen nicht ganz einfach zu durchschauen und es fällt oft nicht leicht, diese aufzustellen.

Redoxreaktionen als Aufnahme und Abgabe von Sauerstoff

Unter Oxidation verstand man früher einfach eine Verbrennung, bei der ein Element sich mit Sauerstoff verbindet. Unter Reduktion verstand man eine Reaktion, bei der Sauerstoff abgegeben wird. Wenn ein Metall mit Sauerstoff reagiert, dann wird unter Aufnahme von Sauerstoff ein Oxid gebildet. Wir beginnen mit der Oxidation von Eisen ($\ce{Fe}$) zu Eisenoxid ($\ce{FeO}$):

$\begin{array}{lclclcl} \text{Eisen} & + & \text{Sauerstoff} & \xrightarrow{Oxidation} & \text{Eisenoxid} & & \\[4pt] \ce{2 Fe} & + & \ce{O2} & \xrightarrow{Oxidation} & \ce{2 FeO} & & \end{array}$

Das geht auch umgekehrt. Eisenoxid kann unter bestimmten Bedingungen den Sauerstoff wieder abgeben:

$\begin{array}{lclclcl} \text{Eisenoxid} & & & \xrightarrow{Reduktion} & \text{Eisen} & + & \text{Sauerstoff} \\[4pt] \ce{2 FeO} & & & \xrightarrow{Reduktion} & \ce{2 Fe} & + & \ce{O2} \end{array}$

Die Abgabe von Sauerstoff ist die Reduktion. Allerdings läuft nur die Oxidation von Eisen zu Eisenoxid von selbst ab, wir kennen das als Rosten von Eisen. Die umgekehrte Reaktion, also die Reduktion von Eisenoxid zu Eisen, läuft nicht von selbst ab. Diese Reaktion benötigt einen Partner, der mit dem freigesetzten Sauerstoff noch leichter reagiert als Eisen. Wie wir noch sehen werden, kann Aluminium diese Rolle übernehmen. Das merken wir uns und stellen ganz allgemein das Folgende fest:

Die Thermitreaktion als Redoxreaktion mit Sauerstoffübertragung

Das Konzept der Redoxreaktion als Sauerstoffübertragung schauen wir uns bei der Thermitreaktion genauer an und benötigen an dieser Stelle nur die Wortgleichung:

$\begin{array}{lclclcl} \text{Aluminium} & + & \text{Eisenoxid} & \longrightarrow & \text{Aluminiumoxid} & + & \text{Eisen} \end{array}$

Wir sehen, dass aus Eisenoxid metallisches Eisen entsteht, das kennst du, es ist die Reduktion.
Aus dem Aluminium wird Aluminiumoxid, das muss die Oxidation sein. Dabei nimmt sich das Aluminium den Sauerstoff sozusagen direkt aus dem Eisenoxid! Es findet also eine Sauerstoffübertragung statt. Die Oxidation des Aluminiums ist an die Reduktion des Eisenoxids gekoppelt. Das gilt bei Redoxreaktionen grundsätzlich:

Redoxreaktionen als Abgabe und Aufnahme von Elektronen

Wir erweitern jetzt das Konzept der Redoxreaktionen von der Abgabe und Aufnahme von Sauerstoff zur Abgabe und Aufnahme von Elektronen. Denn bei Redoxreaktionen werden immer Elektronen von einem zum anderen Stoff übertragen, unabhängig davon, ob Sauerstoff an der Reaktion beteiligt ist oder nicht.

Bei der Thermitreaktion ist der Stoff, der Elektronen abgibt das Metall Aluminium, das oxidiert wird. Der Stoff, der Elektronen aufnimmt, ist in unserem Beispiel das Eisen(II)-Ion ($\ce{Fe^{2+}}$) im Eisenoxid, das reduziert wird.

Die Thermitreaktion als Redoxreaktion mit Elektronenübertragung

Das Metall Aluminium ($\ce{Al}$) steht in der dritten Hauptgruppe des Periodensystems und gibt bei der Oxidation immer drei Elektronen ($\ce{e-}$) ab. Diese Oxidation kann als eine Teilreaktion so dargestellt werden:

$\begin{array}{lclclcl} \ce{Al} & & & \xrightarrow{Oxidation} & \ce{Al^3+} & + & \ce{3 e-} \end{array}$

Im Eisenoxid liegt Eisen ($\ce{Fe}$) als Eisen(II)-Ion ($\ce{Fe^{2+}}$) vor, da es im Oxid zwei Elektronen an den Sauerstoff abgegeben hat. Bei der Reduktion nimmt es nun wieder zwei Elektronen auf, nämlich die des Aluminium:

$\begin{array}{lclclcl} \ce{Fe^2+} & + & \ce{2 e-} & \xrightarrow{Reduktion} & \ce{Fe} & & \end{array}$

Wenn wir die beiden Teilgleichungen genau anschauen, stellen wir fest, dass Aluminium drei Elektronen liefert, aber Eisen nur zwei Elektronen braucht. Ein Elektron würde als Rest übrig bleiben – das kann nicht sein. In diesem Fall hilft uns das kleinste gemeinsame Vielfache (kgV), weiter: Das kleinste gemeinsame Vielfache der Ladungen der beiden Metall-Ionen, also von $2$ und $3$, ist $6$. Das bedeutet, dass wir bei der Oxidation zwei Aluminium-Atome nehmen und bei der Reduktion drei Eisen(II)-Ionen. So wird bei beiden Teilreaktionen die gleiche Anzahl an Elektronen abgegeben bzw. aufgenommen – nämlich $\ce{6 e-}$:

$\begin{array}{lclclcl} \ce{2 Al} & & & \xrightarrow{Oxidation} & \ce{2 Al^3+} & + & \ce{6 e-} \\[4pt] \ce{3 Fe^2+} & + & \ce{6 e-} & \xrightarrow{Reduktion} & \ce{3 Fe} & & \end{array}$

Damit können wir die Gesamtreaktion aufstellen, indem wir die beiden Teilgleichungen addieren, wobei die sechs Elektronen weggelassen werden können, da sie auf beiden Seiten der Gleichung stehen:

$\begin{array}{lclclcl} \ce{2 Al} & + & \ce{3 Fe^2+} & \longrightarrow & \ce{2 Al^3+} & + & \ce{3 Fe} \end{array}$

Für die vollständige Redoxgleichung müssen wir jetzt noch eine Sache beachten: Wenn wir drei $\ce{Fe^{2+}}$ einsetzen, dann setzen wir in der Redoxreaktion eigentlich drei $\ce{FeO}$ ein, denn die Eisen(II)-Ionen sind ja im Eisenoxid gebunden! Außerdem reagieren die zwei $\ce{Al^{2+}}$ sofort zu $\ce{Al2O3}$ weiter. Damit erhalten wir:

$\begin{array}{lclclcl} \ce{2 Al} & + & \ce{3 FeO} & \longrightarrow & \ce{Al2O3} & + & \ce{3 Fe} \end{array}$

Das ist die vollständige Redoxgleichung der Thermitreaktion.

Die Angabe von Oxidationszahlen

Um zu Kennzeichnen, wie und wie viele Elektronen bei einer Redoxreaktion übertragen werden, helfen Oxidationszahlen. Sie werden in Form römischer Zahlen über die Elementsymbole aller beteiligten Stoffe geschrieben. Dabei gibt es ein paar einfache Regeln:

• Ein Atom, das Elektronen abgibt, also oxidiert wird, bekommt eine positive Oxidationszahl, die der Zahl der abgegebenen Elektronen entspricht: Aluminium hat zum Beispiel in Verbindungen mit Sauerstoff immer die Oxidationszahl $\text{+III}$, da es dann immer drei Elektronen abgibt. Wasserstoff hat in Verbindungen meist die Oxidationszahl $\text{+I}$.

• Atome, die Elektronen aufnehmen, bekommen eine negative Oxidationszahl. Sauerstoff nimmt in den allermeisten Fällen zwei Elektronen auf und hat deshalb so gut wie immer die Oxidationszahl $\text{-II}$.

• Atome, die in Form eines elementaren Stoffes oder als Elementmolekül vorliegen, zum Beispiel elementares $\ce{Al}$ oder das Gas $\ce{O2}$, erhalten die Oxidationszahl $\text{0}$.

• Oxidationszahlen werden immer nur für ein Atom pro Element notiert, auch wenn mehrere in einer Verbindung gebunden sind, wie bei $\ce{Al2O3}$. Die Summer der Oxidationszahlen einer Verbindung muss aber immer gleich Null sein oder gleich der Ladung der Verbindung, wenn es sich um ein Ion handelt. Um diese Summe zu berechnen, müssen die Oxidationszahlen zuerst mit den Indizes multipliziert und dann erst addiert werden.

$\begin{array}{llclcl} \text{Beispiel} ~ \ce{Al2O3} \, \text{:} & \text{(+III)} \cdot 2 & + & \text{(-II)} \cdot 3 & = & \text{0} \end{array}$

Kennt man die Oxidationszahlen der an einer Redoxreaktion beteiligten Stoffe, kann man auch die Teilreaktionen zuordnen, denn es gilt:

• Bei einer Oxidation nimmt die Oxidationszahl des Stoffes zu, der oxidiert wird.
• Bei einer Reduktion nimmt die Oxidationszahl des Stoffes ab, der reduziert wird.

Schreiben wir beispielsweise die Oxidationszahlen der beteiligten Stoffe über die vollständige Redoxgleichung der Thermitreaktion, sieht das so aus:

$\begin{array}{lclclcl} 2\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & + & 3\, \overset{\color{#669900}\text{+II~-II~~}}{\ce{FeO}} & \longrightarrow & 2\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & + & 2\, \overset{\color{#669900}\text{+III~-II~~~}}{\ce{Al2O3}} \end{array}$

So können wir erkennen: Aluminium wird oxidiert, weil sich seine Oxidationszahl von $\text{0}$ auf $\text{+III}$ erhöht. Das muss so sein, weil ein Aluminium-Atom drei Elektronen abgibt. Eisen wird reduziert, weil sich seine Oxidationszahl von $\text{+II}$ auf $\text{0}$ verringert. Das muss so sein, weil ein Eisen-Atom zwei Elektronen aufnimmt. Beim Sauerstoff ändert sich nichts, er hat in beiden Oxiden die Oxidationszahl $\text{-II}$.

Die Betrachtung der Oxidationszahlen hilft einerseits, um Oxidation und Reduktion zu erkennen, aber andererseits auch, um die korrekte Anzahl der übertragenen Elektronen und damit auch die korrekten Faktoren zum Ausgleichen der Reaktionsgleichung zu finden. Die Oxidationszahlen helfen also dabei Reaktionsgleichungen von Redoxreaktionen aufzustellen.

Zusammenfassung zu Redoxgleichungen am Beispiel der Thermitreaktion

Wir haben eine Einführung in das Konzept der Redoxreaktionen am Beispiel der Thermitreaktion gegeben. Dazu findest du hier auch Übungen und Arbeitsblätter. Beginne mit den Übungen, um gleich dein neues Wissen über Redoxreaktionen zu testen. Sieh dir auch weitere Inhalte zum Thema Redoxreaktionen an, um das Zusammenspiel von Oxidation und Reduktion besser zu verstehen.