Ohne Reduktion und Oxidation würde diese Welt nicht funktionieren. Denn in jeder Reaktion, bei der Elektronen transportiert werden, kommt es zwangsläufig zur Oxidation und Reduktion. Dabei handelt es sich um gegensätzliche Prozesse: Die Oxidation ist die Elektronenabgabe und die Reduktion ist die Elektronenaufnahme. Hier in dieser Erklärung lernst Du alles über die Reduktion kennen.
Bei der Reduktion werden ein oder mehrere Elektronen aufgenommen. Diese werden von einem Atom oder Molekül an ein anderes abgegeben.
Dabei muss man sich bewusst sein, dass bei einer Elektronenübertragung ein Reaktionspartner Elektronen abgibt und ein anderer Reaktionspartner diese abgegebenen Elektronen aufnimmt. Ebendiese Elektronenaufnahme nennt man Reduktion. Da sich eine Elektronenübertragung aus einer Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme zusammensetzt, nennt man diesen Elektronenaustausch auch Redoxreaktion, zusammengesetzt aus den Wörter Reduktion und Oxidation.
Reduktion - Bedeutung und Grundlagen
Bei einer Reduktion nimmt also ein Reaktionspartner Elektronen auf. Reaktionspartner können einzelne Atome oder ganze Moleküle sein. Eine erste Voraussetzung hierfür ist zum einen, dass es einen anderen Reaktionspartner gibt, der gewillt ist, Elektronen abzugeben.
Im StudySmarter Original zur Oxidation findest Du mehr Informationen zu den Voraussetzungen der Oxidation.
Elektronenübertragungen setzen sich, wie zuvor erwähnt, immer aus einer Oxidation und einer Reduktion zusammen. Dies kannst Du Dir mit einem Beispiel verdeutlichen, in dem Magnesium und Chlor miteinander zu Magnesiumchlorid reagieren:
Oxidation:
Reduktion:
Die rot markierten Zahlen entsprechen den Oxidationszahlen der Atome. Oxidationszahlen sind von Ionenladungen zu unterscheiden. Während Ionenladungen nur bei Ionen angebbar sind und ausdrücken, wie viel mehr oder weniger Elektronen ein Atom im Vergleich zu seinen Protonen in seiner Atomhülle hat, verwendet man Oxidationszahlen bei Atomen, die an Elektronenpaarbindungen beteiligt sind.
Bei Elektronenpaarbindungen werden Elektronen zwischen den Bindungspartnern aufgeteilt, wobei zwei Atome jeweils an den Elektronen ziehen. Abhängig davon, welches Atom stärker zieht, genauer gesagt eine höhere Elektronegativität hat, werden die Elektronen mehr zu der Seite des stärkeren Atoms gezogen.
Um zu verstehen, warum die Elektronen dann überhaupt aufgenommen werden, solltest Du das Konzept der Elektronegativität kennen. Die Elektronegativität ist eine Zahl, die angibt, wie stark ein Atom Elektronen an sich zieht oder wie stark ein Atom dazu bereit ist, ein Elektron abzugeben oder aufzunehmen.
Atome mit einer hohen Elektronegativität sind in der Lage, die Elektronen von Atomen mit niedriger Elektronegativität an sich zu reißen. Im Zuge der Elektronenaufnahme werden die elektronegativeren Atome reduziert - ihre Oxidationszahl nimmt ab.
Auch wenn die Elektronen dem schwächeren Atom nicht vollständig entzogen werden, erhält es eine sogenannte positive Teilladung, auch Partialladung genannt. Diese Ladung ist nicht mit einer tatsächlichen, ionischen Ladung gleichzusetzen, sondern drückt lediglich eine ungleichmäßige Ladungsverteilung aus. Das stärkere Atom erhält eine negative Teilladung, da sich die Elektronen eher in seiner Nähe aufhalten.
Um die Stärke dieser Teilladungen zu charakterisieren, verwendet man Oxidationszahlen, die angeben, wie viele Elektronen im Vergleich zum Normalzustand zum Atom gezogen werden.
Im Beispiel vom Molekül Methanol weist das Kohlenstoffatom eine Oxidationszahl von -2 auf. Kohlenstoff ist elektronegativer als Wasserstoff - ihm werden also formal die drei Bindungselektronen zu den Wasserstoff-Atomen zugewiesen. Gleichzeitig wird dem Kohlenstoffatom ein Elektron durch das stärker elektronegative Sauerstoffatom entzogen.
Merkspruch: Bei der Reduktion wird die Oxidationszahl reduziert!
Reduktion Beispiel
Die Reduktion tritt immer zusammen mit der Oxidation auf: Beide Reaktionen laufen nie unabhängig voneinander ab und werden zusammen auch Redoxreaktion genannt.
Oxidation und Reduktion kann man folgendermaßen zusammenfassen:
- Elektronenabgabe = Oxidation/Erhöhung der Oxidationszahl: positiverer Wert
- Elektronenabgabe = Reduktion/Verkleinerung der Oxidationszahl: negativerer Wert
Wenn etwa ein Eisennagel in eine Kupfersulfatlösung gestellt wird, bildet sich auf dem Nagel ein rotbrauner Belag von metallischem Kupfer. Dies passiert, weil die Eisenatome Elektronen an die Kupferionen abgeben. Das Kupfer wird dabei reduziert und das Eisen oxidiert. In dieser allgemeinen Definition läuft eine Reduktion immer parallel zusammen mit einer Oxidation ab:
Oxidation: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
Reduktion: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Redoxreaktion: Fe + Cu²⁺ → Cu + Fe²⁺
Das Eisen fungiert hier als Reduktionsmittel, das in diesem Zusammenhang während der Redoxreaktion selbst oxidiert wird. Reduktionsmittel, weil es den Reaktionspartner, die Kupferionen, reduziert und nicht selbst reduziert wird! Denn um Kupferionen zu reduzieren, muss das Eisen selbst Elektronen abgeben, also oxidiert werden.
Voraussetzungen für Reduktionen
Was aber ist nun die "Triebkraft" der Reduktion? Wieso können manche Elemente reduziert werden und warum gibt es Elemente, die besser reduziert werden können, als andere?
Triebkraft der Reduktion
Der Antrieb eines jeden Atoms ist die Erfüllung der Oktettregel. Die Oktettregel besagt, dass jedes Atom einen stabilen Zustand anstrebt. Dieser stabile Zustand kann von einem Atom erreicht werden, indem es acht Außenelektronen besitzt. Da aber nur die wenigsten Atome von Natur aus acht Außenelektronen aufweisen, können Atome bei der Molekülbildung untereinander Elektronen abgeben, aufnehmen oder auch teilen.
Als Beispiel für die Reduktion steht hier Chlor. Chlor hat sieben Außenelektronen. Das erkennst Du daran, dass es in der siebten Hauptgruppe im Periodensystem steht. Um die Oktettregel zu erfüllen, muss Chlor noch ein Elektron aufnehmen. Chlor muss also reduziert werden. Die geschieht dann zum Beispiel mithilfe von Natrium, das nur ein Außenelektron hat und dieses gern abgeben möchte, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. In diesem Zustand wird auch für Natrium die Oktettregel erfüllt.
Falls Du mehr zu Außenelektronen und Atomaufbau erfahren willst, schau doch im Artikel zum Atomaufbau vorbei.
Reduktionsbedingungen
Es ergeben sich unterschiedliche Reduktionsbedingungen für Metalle und Nichtmetalle. Bei Metallen (etwa Magnesium und Calcium) ist es so, dass sie im elementaren Zustand, in dem die Protonenanzahl gleich der Elektronenanzahl ist, keine weiteren Elektronen aufnehmen können. Dies ist erst in oxidierter Form bzw. kationischer Form möglich.
Nichtmetalle, etwa Chlor und Iod, hingegen können im elementaren Zustand weiter reduziert werden. In der bereits reduzierten Form ist dann aber keine weitere Reduktion mehr möglich.
Bezüglich der Beispielreaktion von Magnesium mit Chlor stellt Magnesium hier das Metall und Chlor das Nichtmetall dar. Chlor wird reduziert und muss dafür also elementar vorliegen. Chloridionen, also Cl-, könnten keine weiteren Elektronen aufnehmen und daher nicht mit Magnesium reagieren.
| Kann reduziert werden? | Metall | Nichtmetall |
| elementare Form | nein | ja |
| ionische Form | ja | nein |
Die Redoxreihe - es kommt auf den Partner an
Einige Stoffe können besser reduziert werden als andere. Anhand einer Tabelle mit bestimmten Spannungswerten, auch Redoxreihe genannt, die man experimentell bestimmt hat, kann man ablesen, wie hoch die Fähigkeit eines Teilchens ist, Elektronen aufzunehmen. Diese Werte stellen die bereits erwähnte Elektronegativität dar.
Dabei gilt, dass je höher/positiver die Spannungswerte sind, desto höher ist die Fähigkeit, reduziert zu werden (Elektronen aufzunehmen), also desto höher ist das Reduktionsvermögen. Gleichzeitig gilt, desto niedriger ist die Fähigkeit, oxidiert zu werden (Elektronen abzugeben), also desto niedriger ist das Oxidationsvermögen.
Dabei gilt auch, dass das Element/Atom, welche Elektronen abgibt, also oxidiert wird, das Reduktionsmittel darstellt. Andersherum wird das reduzierte Element Oxidationsmittel genannt.
Das bedeutet, dass Reduktionsmittel das Gegenteil von den sogenannten Oxidationsmitteln sind. Oxidationsmittel sind Substanzen, die Elektronen aufnehmen können, während Reduktionsmittel Substanzen sind, die Elektronen abgeben. Daher werden Oxidationsmittel auch als Elektronenakzeptoren und Reduktionsmittel auch als Elektronendonatoren bezeichnet. Im Gegensatz zu Reduktionsmitteln oxidieren Oxidationsmittel (also andere Stoffe) selbst und werden dabei reduziert.
In Bezug auf das obige Beispiel zur Reaktion von Magnesium mit Chlor, ist es nun so, dass Magnesium einen niedrigeren Spannungswert hat als Chlor und sein Reduktionsvermögen beziehungsweise seine Fähigkeit Elektronen zu behalten niedriger ist. Deshalb gibt es seine Elektronen an Chlor ab, welches ein höheres Reduktionsvermögen hat.
Wasserstoff als Elektronendonator
Bei bestimmten Reaktionen in der organischen Chemie, etwa Additionsreaktionen, kann Wasserstoff oder ein Wasserstoffkation an ein Kohlenstoff- oder Sauerstoffatom binden.
Da Wasserstoff eine niedrigere Elektronegativität als Kohlenstoff und Sauerstoff hat, werden die geteilten Elektronen stärker zur Seite des Kohlenstoffs bzw. Sauerstoffs gezogen. Die Oxidationszahl vom Kohlenstoff/Sauerstoff erhöht sich, sofern kein anderes im Vergleich zum Kohlenstoff schwächer ziehendes Atom ersetzt wurde, sonst bleibt die Oxidationszahl gleich oder wenn das Wasserstoff-Atom neu hinzukommt.
Insofern kann man bei der Addition von Wasserstoff an Sauerstoff sowie Kohlenstoff und auch Schwefel eine Erhöhung der Oxidationszahl beim angegriffenen Atom erwarten.
Dass aber das angegriffene Atom pauschal reduziert wird, kann nicht gesagt werden. Man muss immer die Oxidationszahl des angegriffenen Atoms in der vorherigen Bindung und in der neuen Bindung vergleichen und darauf achten, ob beim angegriffenen Atom nicht gleichzeitig ein schwächer ziehendes Atom sich abspaltet.
Sauerstoff als Elektronenakzeptor
Sauerstoff, im Gegensatz zu Wasserstoff, hat eine deutlich höhere Elektronegativität.
Wenn elementarer Sauerstoff nun beispielsweise an ein Kohlenstoffatom oder ein Schwefelatom bindet, wird nicht das angegriffene Atom reduziert, sondern das Sauerstoffatom (siehe obere Tabelle).
In elementarem Sauerstoff hat Sauerstoff formal eine Oxidationszahl von ±0, da der Partner, mit dem Elektronen geteilt werden (kovalente Bindung) ebenfalls Sauerstoff ist und somit gleich stark an den Elektronen zieht.
Wenn aber das Sauerstoffatom an ein Kohlenstoffatom bindet, kann es bei einer Zweifachbindung beispielsweise eine Änderung der Oxidationszahl um zwei Einheiten erfahren.
Dass aber Sauerstoff pauschal reduziert wird, lässt sich, wie beim Wasserstoff, so nicht sagen. Man muss immer die Oxidationszahl des Sauerstoffatoms in der vorherigen Bindung und in der neuen Bindung miteinander vergleichen.
Dennoch kommt es in den meisten Fällen vor und sollte deshalb im Hinterkopf behalten werden, denn insbesondere bei Aufgaben, in denen man erklären muss, warum eine Reaktion eine Redoxreaktion ist, muss man aufzeigen können, welches Atom reduziert wurde.
Da lohnt es sich darauf zu achten, ob ein Sauerstoffatom nun schwächere Partner hat oder ob ein Kohlenstoffatom etwa jetzt mehr Wasserstoffatome hat, um noch einmal Bezug auf den vorherigen Abschnitt zu nehmen.
Birch-Reduktion
Die Birch-Reaktion wandelt aromatische Systeme mithilfe von Alkalimetallen in nicht-aromatische Systeme um. Der Birch-Reduktionsmechanismus beginnt mit der Übertragung eines einzelnen Elektrons auf einen aromatischen Kern, wobei zunächst ein Radikalanion gebildet wird. Radikalionen sind dabei einfach Atome, die ein ungebundenes Valenzelektron besitzt.
Dieses Material wird durch Ethanol als Protonendonor zur Cyclohexadienylgruppe protoniert und wird so zu einem Allylradikal. Dieses Allylradikal geht einen weiteren Einzelelektronentransfer ein, um das Cyclohexadienylanion zu bilden, das anschließend durch einen anderen Alkohol protoniert wird. Überraschenderweise entsteht nach abschließender Protonierung nur noch 1,4-Cyclohexadien und nicht das thermodynamisch stabilere 1,3-Cyclohexadien.
Ein Beispiel für eine wichtige Birch-Reaktion ist die Synthese von Steroiden. Durch diese wurde etwa die Antibabypille durch das Herstellen des Östrogens Norethisteron.
Reduktion - Das Wichtigste
- Die Reduktion ist die Elektronenaufnahme eines Atoms.
- Die Reduktion bewirkt die Verringerung der Oxidationszahl.
- Es gibt keine Reduktion ohne Oxidation.
- Reduktion wird durch die Elektronegativität eines Atoms/Elements bestimmt.
- Nur ionische Metalle und elementare Nichtmetalle können reduziert werden.
- Die Addition von Wasserstoff führt immer bei Kohlenstoff/Sauerstoff/Schwefel zur Reduktion.
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