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2025-01-30T18:25:37Z

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Ein '''Redox-Paar''', auch '''korrespondierendes Redox-Paar''' genannt, benennt die beiden Teilnehmer einer der beiden Teilreaktionen (Halbreaktionen) einer [[Redoxreaktion]].<ref name="HoWi2007">Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie'', 102. Auflage, de Gruyter, Berlin, 2007, S. 218ff.</ref> In allgemeiner Form geschrieben gilt für die beiden Teilnehmer der Zusammenhang:
: <math>\mathrm{Red \ \rightleftharpoons \ Ox \ + \mathit{n} \ e^-}</math>.
Dabei steht Red für die [[Reduktion (Chemie)|reduzierte Form]], Ox für die [[Oxidation|oxidierte]] Form eines Teilchens ([[Molekül]], [[Atom]] oder [[Ion]]) und ''n'' für die Anzahl der beim Übergang ausgetauschten [[Elektron]]en e<sup>−</sup>.

Von links nach rechts gelesen, fungiert Red als [[Elektronendonator]]. Von rechts nach links gelesen, fungiert Ox als [[Elektronenakzeptor]]. Alternativ kann man bei Red auch von [[Reduktionsmittel|Reduktions-]] und bei Ox auch von [[Oxidationsmittel]]n sprechen:<ref name="TdC">Karl-Heinz Lautenschläger, Werner Schröter, Joachim Teschner, Hildegard Bibrack, ''Taschenbuch der Chemie'', 18. Auflage, Harri Deutsch, Frankfurt (Main), 2001, S. 170.</ref>
:{|
|-
| rowspan="2"| <math>\mathrm{ Reduktionsmittel }</math>
| valign="bottom" | <math>\mathrm{ \ \xrightarrow[]{Oxidation} }</math>
| rowspan="2"| <math>\mathrm{ Oxidationsmittel \ \ + \ \mathit{n} \ Elektronen }</math>
|-
| valign="top" | <math>\mathrm{ \ \xleftarrow[Reduktion]{} }</math>
|}
Zur Beschreibung einer Redoxreaktion sind ''zwei'' Redox-Paare erforderlich, da unter gängigen chemischen Bedingungen ''keine'' [[freies Elektron|freien Elektronen]] existieren. Wenn in einer Teilreaktion ein Elektron formal freigesetzt wird, dann 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 ''ohne'' Energiezufuhr [[Exergone und endergone Reaktion|freiwillig ablaufende]] [[Umsetzung]] von [[Chemisches Element|elementarem]] [[Kupfer]] ([[Redoxpotential]] +0,34 [[Volt|V]]) betrachten, das in einer [[ wässrige Lösung|wässrigen Lösung]] mit [[Lösung (Chemie)|gelösten]] [[Silber]][[ion]]en (Redoxpotential +0,80 V) reagiert. Dabei wird Kupfer zu [[löslich]]en Cu-2+-[[Kation]]en oxidiert und die Silber-Kationen zu elementarem Silber reduziert, das sich auf überschüssigem Kupfer [[Metallabscheidung|abscheidet]]:<ref>Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Chemie. Ein Lehrbuch für alle Naturwissenschaftler, VCH Verlagsgesellschaft, D-6940 Weinheim, 1988, ISBN 3-527-26241-5, S. 919f.</ref>

:<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>

Wenn die Teilreaktionen komplexer sind, ist es vorteilhaft, die [[Oxidationszahl]]en zu betrachten und oberhalb der betroffenen Atome einzubeziehen. In einer wässrigen, [[Säuren|sauren]] Lösung wird z. B. [[Natriumnitrit]] zum [[Nitrate|Natriumnitrat]] oxidiert, wenn [[Kaliumpermanganat]] als starkes Oxidationsmittel zugesetzt wird. Die [[Permanganate|Permanganat-Anionen]] werden dabei zu Mn<sup>2+</sup>-Ionen reduziert, während die Oxidationsstufen der übrigen Atome unverändert bleiben:

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

== Einzelnachweise ==
<references />

[[Kategorie:Physikalische Chemie]]
[[Kategorie:Elektrochemie]]

Redox-Paar - Versionsgeschichte

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