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.

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 von 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 Sinn 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:

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:

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 Metallionen, also von $2$ und $3$, ist $6$. Das bedeutet, dass wir bei der Oxidation zwei Aluminiumatome 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 bei Aufgaben zu Redoxreaktionen üblich, 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 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 Stoffs 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 Summe 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 addiert 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 Stoffs zu, der oxidiert wird.
• Bei einer Reduktion nimmt die Oxidationszahl des Stoffs 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:

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

So können wir erkennen:
Aluminium wird oxidiert, weil sich seine Oxidationszahl von $\text{0}$ auf $\text{+III}$ erhöht. Das muss so sein, weil ein Aluminiumatom drei Elektronen abgibt.
Eisen wird reduziert, weil sich seine Oxidationszahl von $\text{+II}$ auf $\text{0}$ verringert. Das muss so sein, weil ein Eisenatom 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

Ausblick – das lernst du nach Die Thermitreaktion als Beispiel einer Redoxreaktion

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Häufig gestellte Fragen zum Thema Thermitreaktion und Thermitverfahren