Elektrochemie

1 Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen

1.1 Wiederholung bekannter Begriffe und Definitionen

Versuch 1: Magnesium + Sauerstoff

 Zunächst vereinfacht atomar (Natürlich liegt Sauerstoff molekular vor): 

01-01-a ta reaktionsgleichung-mg und o2

 

Vollständiger: 

Reaktionsgleichung: 2 Mg + O2 → 2 MgO          ΔH < 0

Redoxschema:

 01-01-b ta redoxschema - allgemein

 

01-01--c ta redoxschema - mg und o2

 

Oxidation: Mg → Mg²+ + 2 e- | • 2

Reduktion: O2 + 4 e- → 2 O2- | • 1

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Redoxreaktion: 2 Mg + O2 → 2 Mg2+ + 2 O2-

Begriffe und Definitionen

Oxidation = Elektronenabgabe; Erhöhung der Oxidationszahlen
Reduktion = Elektronenaufnahme; Erniedrigung der Oxidationszahlen

Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor, („Elektronenräuber“); wird bei der Reaktion selbst reduziert. [Eselsbrücke: Putzmittel]
Reduktionsmittel: Elektronendonator („ Elektronenspender“) [ nicht freiwillig ]; wird bei der Reaktion selbst oxidiert.

Redoxreaktionen: Reaktionen mit Elektronenübertragung.
Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.

Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab, die es später wieder aufnehmen kann. Es wird also zu einem Oxidationsmittel.

01-01-d-ta-redoxpaar---allgemein

 

01-01-e ta redoxpaar - mg und na

 

Reduktionsmittel und Oxidationsmittel bilden ein korrespondierendes Redoxpaar:

01-01-f ta zwei korrespondierende saeure-base-paare


Die übliche Kurzschreibweise für ein Redoxpaar:

Reduzierte Form/oxidierte Form
Me/Men+

Bei jeder Redoxreaktion sind zwei korrespondierende Redoxpaare beteiligt (analog: Protolysereaktion)

Achtung:
Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein; die Elektronenbilanz muss stimmen (gemeinsames Vielfaches!).