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Die Thermitreaktion als Beispiel einer Redoxreaktion

Die Redoxreaktion kennst du schon. Die Thermitreaktion ist ein Beispiel für eine Redoxreaktion, bei der sowohl eine Oxidation als auch eine Reduktion stattfindet. Es handelt sich um eine Sauerstoffübertragung zwischen Aluminium und Eisenoxid. Diese Redoxreaktion kann durch Oxidationszahlen gekennzeichnet werden. Lerne mehr über Aufnahme und Abgabe der Elektronen bei der Thermitreaktion sowie Elektronenübertragung heute.

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Chemie-Team
Die Thermitreaktion als Beispiel einer Redoxreaktion
lernst du in der 8. Klasse - 9. Klasse - 10. Klasse - 11. Klasse

Grundlagen zum Thema Die Thermitreaktion als Beispiel einer Redoxreaktion

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.

Die Thermitreaktion ist eine Redoxreaktion, bei der Eisenoxid mit Aluminium reagiert. Eisen‑Ionen werden dabei reduziert, während Aluminium gleichzeitig oxidiert wird.
Diese Reaktion wird beispielsweise genutzt, um Eisenbahnschienen zu verschweißen. Der entsprechende Prozess wird Thermitverfahren genannt.

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

Thermit und Thermitverfahren

Ein Gemisch aus Eisenoxid und Aluminiumpulver wird Thermit genannt, da es stark exotherm reagiert, also bei der Reaktion viel Energie in Form Wärme frei wird.
Beim Thermitverfahren wird diese Energie genutzt, um Eisenbahnschienen mit Eisen zu verschweißen, das bei der Thermitreaktion entsteht und durch die Hitze in geschmolzenem Zustand vorliegt.
Oft wird die Thermitreaktion mit reinem Eisen(III)‑oxid $\left( \ce{Fe2O3} \right)$ (und Aluminium) formuliert. Manchmal liegt aber auch Eisen(II,III)‑oxid $\left( \ce{Fe3O4} \right)$ vor, was streng genommen ein Gemisch von Eisen(III)‑oxid $\left( \ce{Fe2O3} \right)$ und Eisen(II)‑oxid $\left( \ce{FeO} \right)$ ist.
Wir haben uns deshalb entschieden, die Thermitreaktion mit dem Bestandteil Eisen(II)‑oxid $\left( \ce{FeO} \right)$ zu formulieren, da die Reaktion dann etwas einfacher und übersichtlicher ist und das Aufstellen der Teilreaktionen leichter nachvollziehbar ist.

Aber ganz egal, welches Eisenoxid man betrachtet: Aluminium übernimmt immer die Rolle des Reduktionsmittels und das jeweilige Eisenoxid stellt das Oxidationsmittel dar, das selbst zu Eisen reduziert wird.
Auf gleiche Weise können auch andere Metalloxide durch Aluminium reduziert werden, zum Beispiel Manganoxid, Chromoxid oder Kupferoxid. Auch in diesen Fällen spricht man für gewöhnlich von einer Thermitreaktion, obwohl es sich bei dem jeweiligen Ausgangsgemisch streng genommen nicht um Thermit im ursprünglichen Sinne handelt.

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 $\left( \ce{Fe} \right)$ zu Eisen(II)‑oxid $\left( \ce{FeO} \right)$:

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

Das geht auch umgekehrt. Eisen(II)‑oxid kann unter bestimmten Bedingungen den Sauerstoff wieder abgeben:

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

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:

Wir unterscheiden zwischen der Oxidation eines Metalls (unter Aufnahme von Sauerstoff) und der Reduktion eines Metallloxids (unter der Abgabe von Sauerstoff).
Oxidation und Reduktion verhalten sich zueinander wie Reaktion und Umkehrreaktion. Eine Reaktion, bei der $\textbf{\color{blue}{Red}}\text{uktion}$ und $\textbf{\color{red}{Ox}}\text{idation}$ gleichzeitig ablaufen, bezeichnet man als $\textbf{\color{blue}{Red}}\textbf{\color{red}{ox}}\textbf{reaktion}$.

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 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:

Bei Redoxreaktionen findet gleichzeitig die Oxidation des einen Stoffes und die Reduktion des anderen Stoffes statt.

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 $\left( \ce{Al} \right)$, das oxidiert wird. Der Stoff, der Elektronen aufnimmt, ist in unserem Beispiel das Eisen(II)‑Ion $\left( \ce{Fe^{2+}} \right)$ im Eisen(II)‑oxid $\left( \ce{FeO} \right)$, das reduziert wird.

Die Thermitreaktion als Redoxreaktion mit Elektronenübertragung

Das Metall Aluminium $\left( \ce{Al} \right)$ steht in der dritten Hauptgruppe des Periodensystems und gibt bei der Oxidation immer drei Elektronen $\left( \ce{e-} \right)$ 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 Eisen(II)‑oxid liegt Eisen als Eisen(II)‑Ion $\left( \ce{Fe^{2+}} \right)$ vor, da es (bei der Bildung des Oxids) zwei Elektronen an den Sauerstoff abgegeben hat. Bei der Reduktion nimmt es nun von Aluminium wieder zwei Elektronen auf:

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

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 müssen 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.

Beim Aufstellen der Reaktion haben wir die Summenformeln der Verbindungen $\ce{FeO}$ und $\ce{Al2O3}$ als gegeben angenommen. Es ist üblich bei Aufgaben zu Redoxreaktionen, dass die Edukte und Produkte der Reaktion schon bekannt sind und nur die korrekten Koeffizienten bzw. Faktoren zum Ausgleichen der Reaktion gefunden werden müssen. Das haben wir in unserem Beispiel anhand der Betrachtung der ausgetauschten Elektronen und mithilfe des kleinsten gemeinsamen Vielfachen erreicht.

Eine noch genauere Darstellung der Teilreaktionen bezieht auch die Oxidationszahlen der Reaktionsteilnehmer mit ein. Das sehen wir uns im Folgenden noch an.

Thermitreaktion – 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 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 in Verbindungen 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 $\textbf{0}$.
  • 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 eaddiert werden.
    $\begin{array}{llclcl} \text{Beispiel} ~ \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Al2O3}} \, \text{:} & {\color{#669900}\text{(+III)}} \cdot 2 & + & {\color{#669900}\text{(-II)}} \cdot 3 & = & \text{0} \end{array}$

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 einzelnen Teilreaktionen und die Redoxreaktion der Thermitreaktion, sieht das so aus:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & 2\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & & & \longrightarrow & 2\, \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & \color{red}{\ce{2 \cdot 3 e-}} \\[4pt] \text{Reduktion:} & 3\, \overset{\color{#669900}\text{+II~~}}{\ce{Fe}}{}^{2+} & + & \color{blue}{\ce{3 \cdot 2 e-}} & \longrightarrow & 3\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & & \\[4pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & 2\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & + & 3\, \overset{\color{#669900}\text{+II~~}}{\ce{Fe}}{}^{2+} & \longrightarrow & 2\, \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & 3\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} \end{array}$

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 gesamte Redoxgleichung des Thermitverfahrens sieht mit Oxidationszahlen also so aus:

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

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.

Thermitverfahren – Übung

Erkläre, warum das Thermitverfahren zur Herstellung von flüssigem Eisen eine Redoxreaktion darstellt.
Damit das Thermitverfahren funktioniert, muss die Thermitreaktion zuerst entzündet werden. Woran erkennt man, dass es sich trotzdem um eine exotherme Reaktion handelt?
Wie lässt sich erklären, dass beim Thermitverfahren so viel Energie freigesetzt wird?

Zusammenfassung der Thermitreaktion

  • Die Thermitreaktion ist eine Redoxreaktion, bei der die Stoffe Aluminium und Eisenoxid miteinander reagieren.
  • Das Stoffgemisch Thermit (Aluminium + Eisenoxid) reagiert stark exotherm. Dabei oxidiert Aluminium zu Aluminiumoxid und Eisenoxid wird zu Eisen reduziert.
  • Durch die Wärme der exothermen Reaktion bildet sich elementares Eisen in geschmolzener Form. Das wird beim Thermitverfahren genutzt, um beispielsweise Eisenbahnschienen mit flüssigem Eisen zu verschweißen.
  • Die Thermitreaktion ist ein typisches Beispiel für eine Redoxreaktion zwischen zwei Metallen bzw. deren Oxiden. Die Oxidationszahlen der Metalle helfen dabei, die Redoxgleichung aufzustellen.

Häufig gestellte Fragen zum Thema Thermitreaktion und Thermitverfahren

Was ist das Thermitverfahren?
Wofür wird das Thermitverfahren verwendet?
Was ist eine Thermitreaktion?
Welche Sicherheitsmaßnahmen sollten bei der Durchführung einer Thermitreaktion beachtet werden?
Wie entzündet man eine Thermitmischung sicher?
Was sind die Produkte einer Thermitreaktion?
Warum wird Aluminium in der Thermitreaktion verwendet?
Kann das Thermitverfahren gefährlich sein?
Wie hoch sind die Temperaturen, die bei einer Thermitreaktion erreicht werden?
Ist die Thermitreaktion selbsttragend, sobald sie einmal entzündet wurde?
Warum wird Eisenoxid oft in Thermitreaktionen verwendet?
Können andere Metalloxide außer Eisenoxid im Thermitverfahren verwendet werden?
Was ist der Unterschied zwischen einer Thermitreaktion und einer normalen Verbrennungsreaktion?
Kann das Thermitverfahren in der Schule sicher demonstriert werden?
Welche Umweltauswirkungen hat das Thermitverfahren?
Wie wird die Zusammensetzung der Thermitmischung für verschiedene Anwendungen angepasst?
Gibt es moderne Variationen oder Verbesserungen des klassischen Thermitverfahrens?
Welche historische Bedeutung hat das Thermitverfahren?

Transkript Die Thermitreaktion als Beispiel einer Redoxreaktion

Redoxreaktion - Grundlagen

Hallo! In diesem Video wirst Du etwas über das Ermitteln von Oxidationszahlen und das Aufstellen einfacher Redoxgleichungen erfahren.

Viele von Euch fahren täglich mit der Bahn. Auf machen Strecken haben sie sich vielleicht durch das monotone Geratter gestört gefühlt. Das Geräusch stammt von den Übergängen zwischen den einzelnen Schienensträngen. Bis in die 60er Jahre wurden die einzelnen Schienenstränge nur miteinander verschraubt. Es blieben mehr oder weniger große Zwischenräume. Heute gibt es das nur noch auf veralteten Bahnstrecken. Die Schienenstränge werden heute miteinander verschweißt. Dazu braucht man flüssiges Eisen. In einem feuerfesten trichterförmigen Gefäß wird ein Gemisch aus Aluminiumpulver und Eisenoxid gezündet. Es wird sehr heiß: bis zu 2400 Grad Celsius. Eisen schmilzt schon bei 1538 Grad Celsius. Aus einem Kanal unterhalb des Trichters läuft dann das flüssige Eisen zwischen die Schienenstränge. Man spricht von “Thermitschweißen” oder wie der Chemiker sagt “Aluminothermie”.

Reduktion und Oxidation

Nun stellt sich uns die Frage: Woher kommt das flüssige Eisen? Und welche Funktion hat das Aluminium?

Aluminium und Eisenoxid reagieren miteinander. Dabei reduziert Aluminium das Eisenoxid zu Eisen und wird dabei selbst zu Aluminiumoxid oxidiert. Der Sauerstoff wird vom Eisenoxid auf das Aluminium übertragen. Solche Reaktionen heißen Redoxreaktionen, da ein Stoff reduziert und ein Stoff oxidiert wird. Reduktion und Oxidation laufen immer, nicht nur in dieser Reaktion, sondern bei allen Redoxreaktionen, gekoppelt ab. Als Wortgleichung ist das leicht zu sagen, aber wie stellt man die Reaktionsgleichung, eine Redoxgleichung, auf?

Reaktionsgleichung: Redoxgleichung aufstellen

Zunächst formulieren wir aus der Wortgleichung die Symbolgleichung Al + Fe0 reagiert zu Al2O3 + Fe

Die Gleichung geht noch nicht auf. Links haben wir ein Aluminium, rechts zwei; So auch der Sauerstoff. Links haben wir ein Sauerstoff, rechts drei. Deshalb werden als nächstes die Oxidationszahlen bestimmt. Nach der Regel, dass wir uns für jede Bindung eine ionische Bindung denken und dem elektronegativerem Element die Elektronen zuteilen, erhalten wir:

Aluminium der Oxidationsstufe null reagiert zum Aluminium der Oxidationsstufe +3. Das Eisen der Oxidationsstufe +2 reagiert zum Eisen der Oxidationsstufe null. der Sauerstoff bleibt immer unverändert in seiner Oxidationsstufe. Darum können wir den Sauerstoff ersteinmal vernachässigen.

Nun können wir bestimmen, wo die Oxidation und wo die Reduktion abläuft. Beim Aluminium wird die Oxidationszahl also größer. Wenn die Oxidationszahl größer wird, liegt eine Oxidation vor. Wenn die positive Ladung also größer wird, muss negative Ladung abgegeben werden. Die Oxidation ist also eine Elektronenabgabe. In unserem Fall sind es genau 3 Elektronen. Beim Eisen wird die Oxidationszahl kleiner. Hier liegt also eine Reduktion vor, wobei Elektronen aufgenommen werden. In diesem Fall sind es zwei.

Nun hast du zu Beginn ja schon gehört, dass Oxidation und Reduktion immer zusammen ablaufen. Das ist notwendig, da Elektronen nicht einzeln auftreten können. Es müssen also bei einer Redoxreaktion immer so viele Elektronen bei der Reduktion aufgenommen werden, wie bei der Oxidation abgegeben werden. In unserem Fall werden bei der Oxidation drei Elektronen abgegeben und bei der Reduktion zwei Elektronen aufgenommen.

Damit in der Oxidation auch so viele Elektronen abgegeben werden, wie in der Reduktion aufgenommen werden, gleichen wir die beiden Reaktionen nach ihren Elektonenanzahlen aus. Die obere Teilgleichung enthält 3 Elektronen, die untere aber nur 2. Wir bilden das kleinste gemeinsame Vielfache, also 6. Dazu muss man die obere Gleichung mit 2, die untere mit 3 multiplizieren. Das Ergebnis ist: Zwei Aluminium reagieren zu zwei Aluminiumdreiplus, wobei sie insgesamt 6 Elektronen abgeben. Auf der anderen Seite reagieren drei Eisenzweiplus mit insgesamt 6 Elektronen zu drei Eisen. Nun haben wir in beiden Teilgleichungen die gleiche Anzahl von Elektronen.

Anschließend können beide Gleichungen wieder zusammengefasst werden. Da die 6 Elektronen sowohl auf der Seite der Ausgangsstoffe stehen, als auch auf der Seite der Produkte, können sie heraus gekürzt werden. Grundsätzlich tauchen freie Elektronen nicht mehr in zusammengefassten Redoxgleichungen auf.

Zwei Mol Aluminium null werden also durch 3 mol Eisenzweiplus-Ionen oxidiert zu zwei mol Aluminiumdreiplus-Ionen, wobei die drei mol Eisenionen zu drei mol Eisen null reduziert werden.

Nun sind wir fast fertig. An sich stimmt die Redoxgleichung so schon, allerdings haben wir zu Beginn ja nicht Ionen, sondern Metalloxide eingesetzt. Also muss der Sauerstoff im letzten Schritt wieder hinzugefügt werden. Aus zwei Aluminiumdreiplus-Ionen wird also ein Molekül Aluminiumoxid und aus drei Eisenzweiplus-Ionen werden drei Moleküle Eisenoxid. Beachte dabei, dass in einem Molekül Aluminiumoxid schon zwei Aluminiumionen enthalten sind und deshalb nur eines entsteht.

33 Kommentare
33 Kommentare
  1. Oh, oh, sehr schnell gesprochen, da komme ich mit dem Denken nicht hinterher... :-)

    Von Bsoehler, vor fast 3 Jahren
  2. Stop , stop, stop! Es heißt Redoxgleichung nicht RedOxgleichung!
    :)

    Von Sofia C., vor mehr als 3 Jahren
  3. Hallo Carolinarendon12,
    es tut uns leid, dass dir dieses Video nicht weiterhelfen konnte. Wir haben noch andere Videos zum Thema „Redoxreaktionen“. Vielleicht schaust du dir mal das Video „Redoxreaktion“ an. Hier der Link dazu:
    https://www.sofatutor.com/chemie/videos/redoxreaktion?launchpad=video
    Ich hoffe, damit kannst du besser arbeiten.
    Gerne kannst du dich auch mit Fragen an den Hausaufgaben-Chat wenden, der von Montag bis Freitag von 17 bis 19 Uhr für dich da ist.
    Beste Grüße aus der Redaktion

    Von Tatjana Elbing, vor mehr als 3 Jahren
  4. ziemlich schlecht erklärt

    Von Carolinarendon12, vor mehr als 3 Jahren
  5. Hallo Metzgerei Kleinjung,
    es tut uns leid, dass dir dieses Video nicht weiterhelfen konnte.
    Schau doch mal auf diese Übersichtsseite:
    https://www.sofatutor.com/chemie/anorganische-verbindungen-eigenschaften-und-reaktionen/redoxreaktionen/oxidation-und-reduktion
    Hier findest du viele nützliche Infos und weitere Videos rund um das Thema „Redoxreaktionen“.
    Gerne kannst du dich auch mit Fragen an den Hausaufgaben-Chat wenden, der von Montag bis Freitag von 17 bis 19 Uhr für dich da ist.
    Ich hoffe, dass wir dir weiterhelfen können.
    Beste Grüße aus der Redaktion

    Von Tatjana Elbing, vor fast 4 Jahren
Mehr Kommentare

Die Thermitreaktion als Beispiel einer Redoxreaktion Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Die Thermitreaktion als Beispiel einer Redoxreaktion kannst du es wiederholen und üben.
  • Erkläre den Prozess der Aluminothermie.

    Tipps

    Um die Schienen zu verbinden, benötigst du flüssiges Eisen.

    Lösung

    Um Eisenbahnschienen miteinander zu verbinden, wird flüssiges Eisen benötigt. Dieses lässt sich durch Thermitschweißen (Aluminothermie) erhalten. Dazu wird ein Gemisch aus Eisenoxid und Aluminium gezündet. Bei der ablaufenden Redoxreaktion entsteht das benötigte Eisen. Gleichzeitig wird so viel Wärme erzeugt, dass das Eisen schmilzt und zwischen die Schienen laufen kann.

  • Formuliere die Redoxgleichung von Aluminium und Eisen(II)oxid.

    Tipps

    Überlege dir zuerst, welches Element reduziert und welches oxidiert wird.

    In der Gesamtgleichung werden Oxidation und Reduktion zusammengefasst. Bedenke, dass dafür die Elektronenanzahl in beiden Teilgleichungen gleich sein muss.

    In der Gesamtgleichung tauchen keine Elektronen mehr auf.

    Die oxidierten Formen liegen als Oxide vor.

    Lösung

    Beim Erstellen einer Redoxgleichung werden zunächst Oxidation und Reduktion bestimmt. Bei der Oxidation erhöht sich die Oxidationszahl eines Elementes, es werden also Elektronen abgegeben. Bei der Reduktion wird die Oxidationszahl kleiner. In unserem Beispiel wird also Aluminium oxidiert und Eisen reduziert. Bei der Oxidation werden 3 Elektronen benötigt, bei der Reduktion aber nur 2 frei. Da die Elektronenanzahl in einer Redoxgleichung ausgeglichen sein muss, wird also die Teilgleichung der Oxidation mit zwei multipliziert und die Teilgleichung der Reduktion mit 3. Du suchst dir also das kleinste gemeinsame Vielfache. Anschließend werden beide Reaktionen zusammengefasst. Zuletzt werden aus den Ionen wieder die eingesetzten Oxide, indem du den Sauerstoff in der Gleichung ergänzt.

    $ Al \rightarrow Al^{3+} + 3~e^-$

    $Fe^{2+} + 2~e^- \rightarrow Fe$

    $2~Al + 3~Fe^{2+} \rightarrow 2~Al^{3+} + 3~Fe$

    $2~Al + 3~FeO \rightarrow Al_2O_3 + 3~Fe $

  • Bestimme die Oxidationszahlen des Schwefels in folgenden Verbindungen.

    Tipps

    Die Elektronen der Bindung werden immer dem elektronegativeren Partner zugeordnet.

    Im Periodensystem nimmt die Elektronegativität von links nach rechts und von unten nach oben zu.

    Lösung

    Um die Oxidationszahlen eines Elements in einer Verbindung bestimmen zu können, musst du zunächst aus dem Periodensystem ermitteln, welches Element in der Verbindung das elektronegativere ist. Einen guten Anhaltspunkt bietet dir da auch schon die Lage des Elements im Periodensystem. Denn die Elektronegativität nimmt im Periodensystem von links nach rechts und von unten nach oben zu.

    Sauerstoff ist in diesem Fall das elektronegativste Element, dann kommt Schwefel und dann Wasserstoff. In einer Verbindung werden die Bindungselektronen nun formal dem elektronegativeren zugerechnet. In Schwefeldioxid werden also die Bindungelektronen zum Sauerstoff gezählt. Damit werden vier negative Ladungen vom Schwefel genommen und er erhält die Oxidationsstufe +IV. In Schwefelwasserstoff werden die Elektronen zum Schwefel gerechnet und somit erhält Schwefel die Oxidationszahl -II. In Schwefelsäure erhält er +VI. Da im elementaren Schwefel $S_8$ nur Schwefelatome gebunden sind, erhält er hier die Oxidationsstufe 0.

  • Entscheide, ob folgende Stoffe oxidiert oder reduziert werden.

    Tipps

    Bei der Oxidation wird die Oxidationszahl des Elementes größer.

    Bei einer Oxidation werden Elektronen abgegeben.

    Eines der Beispiele ist keine Red-Ox-Reaktion.

    Lösung

    Wird ein Element oxidiert, dann wird die Oxidationszahl größer. Es werden also Elektronen abgegeben. Um zu bestimmen, ob eine Oxidation oder eine Reduktion vorliegt, kannst du dir also die Oxidationszahl eines Elementes anschauen. Bei einer Oxidation werden Elektronen abgegeben. Da diese nicht frei existieren können, muss eine Oxidation immer mit einer Reduktion gekoppelt sein. Bei der Reduktion werden die Elektronen aufgenommen. Die Oxidationszahl reduziert sich bei diesem Element.

    Wenn wir also Kupfer und Schwefel zu Kupfersulfid reagieren lassen, dann wird Kupfer dabei oxidiert. Seine Oxidationszahl steigt von 0 als +II. Die dabei freiwerdenden Elektronen werden vom Schwefel aufgenommen. Der Schwefel wird bei dieser Reaktion also reduziert und die Oxidationsstufe sinkt von 0 auf -II.

    Ändert sich die Oxidationszahl allerdings bei keinem der beteiligten Elemente, so wie bei der Reaktion von Schwefeldioxid mit Wasser zur schwefligen Säure, dann liegt auch keine Redoxgleichung vor. Es wird also weder ein Stoff oxidiert noch reduziert.

  • Erkläre, warum Oxidation und Reduktion immer gekoppelt ablaufen müssen.

    Tipps

    Bei einer Redoxreaktion werden Ladungen übertragen.

    Lösung

    Wird ein Element oxidiert, erhöht sich seine Oxidationszahl. Es gibt dann negative Ladung bzw. Elektronen ab. Die Elektronen können aber nicht frei existieren. Es wird also ein zweites Element benötigt, das die Elektronen aufnimmt und somit reduziert wird.

  • Formuliere die Redoxgleichung zur Synthese von Schwefeltrioxid.

    Tipps

    Sauerstoff ist elektronegativer als Schwefel.

    Der elektronegativere Partner nimmt die Elektronen auf.

    In der Gesamtgleichung werden Oxidation und Reduktion zusammengefasst.

    Es müssen so viele Elektronen aufgenommen wie abgegeben werden.

    Lösung

    Schwefel wird in der Synthese oxidiert. Er besitzt in dieser Verbindung die Oxidationsstufe +VI. Es werden bei der Oxidation also 6 Elektronen abgegeben. Gleichzeitig wird Sauerstoff reduziert. Da im Molekül zwei Atome Sauerstoff enthalten sind und beide die Oxidationsstufe -II besitzen, werden 4 Elektronen aufgenommen. Um nun beide Reaktionen zusammenfassen zu können, muss das kleinste gemeinsame Vielfache der übertragenen Elektronen gebildet werden. Das ist in diesem Fall 12. Die Teilgleichung der Oxidation muss also mit zwei multipliziert werden, die der Reduktion mit 3.

    Daraus ergibt sich die Gesamtgleichung:

    $ 2~S + 3~O_2 \rightarrow 2~SO_3$