Zusammenfassung
Der Begriff "Redox"chemie setzt sich zusammen aus den Abkürzungen für Reduktion und Oxidation. Dabei handelt es sich um chemische Prozesse, bei denen Elektronen von einem Reaktionspartner auf einen anderen übertragen werden. Die beteiligten Stoffe werden dadurch reduziert (wenn sie Elektronen aufnehmen) oder oxidiert (wenn sie Elektronen abgeben). Da streng genommen alle Reaktionen entweder Redoxreaktionen oder Säure-Base-Reaktionen (Erläuterung zur Säure-Base Reaktion siehe Kapitel Säure-Basen-Haushalt) sind, kommt der Redoxchemie eine außerordentliche Bedeutung zu. Um Redoxprozesse leichter beschreiben zu können, haben Chemiker sich das Hilfskonstrukt der Oxidationszahlen ausgedacht, das hier genau erklärt wird.
Neben den klassischen chemischen Redoxvorgängen werden auch die wichtigsten biologischen Redoxsysteme vorgestellt. Diese übernehmen auch im menschlichen Körper die Aufgabe, Elektronen zu übertragen, und sind für alle Stoffwechselfunktionen notwendig.
Da Redoxprozesse auf der Verschiebung von Elektronen basieren, gibt es hier eine natürliche Verbindung zur Elektrizitätslehre. Den Überschneidungsbereich bezeichnet man als Elektrochemie. Durch die räumliche Trennung von Reduktions- und Oxidationsprozess kann in sog. galvanischen Elementen oder Zellen ein Stromfluss erzeugt werden. Auf diesem Grundprinzip beruht auch die Arbeitsweise von Batterien. Im medizinischen Kontext ist die Elektrochemie vor allem deswegen wichtig, weil sie das Verständnis der Reizleitung im Körper ermöglicht (siehe hierzu auch Kapitel Ruhe- und Aktionspotenzial).
Oxidationszahlen
Reduktions- und Oxidationsprozesse lassen sich nicht immer einfach an der Ladung der beteiligten Teilchen ablesen. Um für Redoxreaktionen möglichst genau anzugeben, welche Elemente oxidiert und welche reduziert, bzw. wieviele Elektronen übertragen werden, bedient man sich des Formalismus' der Oxidationszahlen.
- Definition: Zahl der Elementarladungen, die einem Atom oder einer Atomgruppe in einer Verbindung formal zugeschrieben werden.
- Nomenklatur: Römische Zahlen mit vorangestelltem Vorzeichen werden in Klammern hinter das Atom oder die Gruppe gesetzt, z.B. Fe(+III)2O3
- Bestimmung der Oxidationszahl
- Einatomige Teilchen
- Elemente: Oxidationszahl immer = 0
- Ionen: Oxidationszahl = Ladung der Ionen
- Mehratomige Teilchen
- Aufzeichnen der Lewis-Strukturformel inklusive aller freien Elektronenpaare. Für Details zur Lewis-Strukturformel siehe Kapitel: Aufbau der Materie
-
Alle Bindungen werden einzeln betrachtet:
- Formal werden beide Bindungselektronen dem elektronegativeren Bindungspartner zugeschrieben. Für Details zur Elektronegativität siehe Kapitel: Aufbau der Materie
- Wenn beide Bindungspartner gleich sind, wird jedem Partner je ein Bindungselektron zugeteilt.
- Formale Ladung = Oxidationszahl
- Überprüfung: Die Summe aller Oxidationszahlen muss gleich der echten Ladung des Teilchens sein
- Einatomige Teilchen
Elemente zeigen immer wieder die gleichen Oxidationszahlen in ihren Verbindungen. Daher werden im Folgenden die wichtigsten Oxidationszahlen mit Beispiel angegeben:
Element | Wichtige Oxidationszahl | Beispiel |
---|---|---|
H | + I | in fast allen Verbindungen, z.B. H2O |
C | -IV | CH4 |
-III | Propen: C(-III)H3-C(-I)H=C(-II)H2 | |
-II | ||
-I | ||
+I | Aldehydfunktion CHO | |
+III | Carbonsäurefunktion COOH | |
+IV | CO2 | |
O | -II | in fast allen Verbindungen, z.B. H2O |
-I | H2O2 | |
S | +IV | SO2 (Schwefeldioxid) |
+VI | H2SO4 | |
N | -III | NH3 |
+V | HNO3 | |
P | +V | H3PO4 |
F, Cl, Br, I | -I | Salze, z.B. NaCl |
Na, K | +I | Salze, z.B. NaCl |
Mg, Ca | +II | Salze, z.B. MgCl2 |
Oxidationszahlen wurden von Chemikern erfunden, um auf dem Papier Redoxprozesse gut darstellen zu können. Es handelt sich NICHT um echte Ladungen, Oxidationszahlen sind in diesem Sinne daher keine "realen" Eigenschaften der Teilchen!
Redoxreaktionen
Die wichtigsten Definitionen zu Redox-Reaktionen sind im Folgenden zusammengefasst:
Reduktion
- Definition: Aufnahme von Elektronen
- Beispiel: Cu2+ + 2 e- → Cu0
- Oxidationszahl: Sinkt (bzw. wird stärker negativ), wenn ein Stoff reduziert wird
- Reduktionsmittel: Ein Stoff, der andere Stoffe reduziert und dabei selber oxidiert wird
Oxidation
- Definition: Abgabe von Elektronen
- Beispiel: Fe0 → Fe3+ + 3 e-
- Oxidationszahl: Steigt, wenn ein Stoff oxidiert wird
- Oxidationsmittel: Ein Stoff, der andere Stoffe oxidiert und dabei selber reduziert wird
Gesamtreaktion
- Definition: Setzt sich zusammen aus den Halbreaktionen der Reduktion und Oxidation
- Oxidationszahlen: Oxidationszahlen der reduzierten Stoffe müssen im selben Maße sinken, wie die Oxidationszahlen der oxidierten Stoffe steigen; oder anders ausgedrückt: Die Zahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen muss gleich sein.
- Redoxpaar: Die oxidierte und die reduzierte Form eines Teilchens z.B. Cu/Cu2+
- Weiterhin zu beachten: Ladungsbilanz und Massenbilanz
- Beispiel
- Reduktion: Cu2+ + 2 e- → Cu0
- Oxidation: Fe0 → Fe3+ + 3 e-
- Redoxreaktion (nach Ausgleich von Ladung und Masse): 3 Cu2+ + 2 Fe0 → 3 Cu0 + 2 Fe3+
Säure-Base-Definition nach Lewis
- Lewis-Säure: Verbindungen, die Elektronen aufnehmen können („elektrophil“ sind) z.B.
- Lewis-Base: Verbindungen, die Elektronen abgeben können („nukleophil“ sind) z.B.
- Anionen
- Moleküle mit freien Elektronenpaaren (z.B. NH3)
Spezialfälle
- Disproportionierung
- Definition: Eine Redoxreaktion, bei der ein Element einer bestimmten Oxidationsstufe in einer Reaktion zu zwei neuen Spezies mit unterschiedlicher Oxidationsstufe reagiert
- Beispiel: Cl2(0) + H2O → HCl(+I)O + HCl(-I)
- Komproportionierung
- Definition: Eine Redoxreaktion, bei der aus einem Element, das in zwei unterschiedlichen Oxidationsstufen vorliegt, eine neue Spezies wird, bei der dieses Element jetzt ein und dieselbe Oxidationszahl hat
- Beispiel: H2S(+VI)O4 + 3 H2S(-II) → 4 S(0) + 4 H2O
Um sich die Bezeichnungen der reagierenden Stoffe besser merken zu können, hilft das Wort „Oxford“, denn bei der Oxidation wird ein Elektron „fortgegeben“!
Wichtige biochemische Redoxpaare
In der Biologie treten einige wichtige Redoxpaare auf, die meist an Elektronenübertragungsprozessen im Körper beteiligt sind oder aber auch – wie das Cystin/Cystein-Paar – eine strukturbildende Funktion haben. Einige biochemisch wichtige Redoxpaare sollen hier vorgestellt werden:
Chinon/Hydrochinon-Redoxpaar
- Reduzierte Form: Hydrochinon
- Oxidierte Form: Chinon
- Reaktion: Chinon + 2 e- + 2 H+ ⇄ Hydrochinon
- Vorkommen
- Ubichinon Q10: Zellatmung; hohe Konzentration in Herz, Lunge, Leber und Niere (siehe: Atmungskette)
- Phyllochinon, Menachinon: Vitamin K
FAD/FADH2-Redoxpaar
- Reduzierte Form: FADH2
- Oxidierte Form: FAD
- Reaktion: FAD + 2 e- + 2 H+ ⇄ FADH2
- Vorkommen: Im Körper i.d.R eingesetzt als Redoxmittel; z.B. im Citratzyklus
FMN/FMNH2-Redoxpaar
- Reduzierte Form: FMNH2
- Oxidierte Form: FMN
- Reaktion: FMN + 2 e- + 2 H+ ⇄ FMNH2
- Vorkommen: Als Cofaktor diverser Oxidoreduktasen
NAD+/NADH-Redoxpaar
- Reduzierte Form: NADH
- Oxidierte Form: NAD+
- Reaktion: NAD+ + 2 e- + H+ ⇄ NADH
- Vorkommen: Im Körper i.d.R eingesetzt als Redoxmittel; z.B. in der Atmungskette
NADP+/NADPH-Redoxpaar
- Reduzierte Form: NADPH
- Oxidierte Form: NADP+
- Reaktion: NADP+ + 2 e- + H+ ⇄ NADPH
- Vorkommen: Im Körper i.d.R. eingesetzt als Redoxmittel; z.B. im Fettsäurestoffwechsel, bei der Zellatmung oder beim Pentosephosphatweg
Cystin/Cystein-Redoxpaar
- Reduzierte Form: Cystein
- Oxidierte Form: Cystin
- Reaktion: Cystin + 2 H+ + 2 e- ⇄ 2 Cystein
- Vorkommen: In Proteinen zur Stabilisierung der räumlichen Struktur durch Quervernetzung
Grundlagen Elektrochemie
Elektrochemische Reaktionen
Eine Redoxreaktion, bei der das Reduktions- oder Oxidationsmittel keine chemische Verbindung ist, sondern eine Elektrode, nennt man elektrochemische Redoxreaktion oder kurz elektrochemische Reaktion. Die einfachste elektrochemische Anordnung ist der direkte Kontakt zwischen zwei Stoffen mit unterschiedlichen Redoxpotenzialen, so wie man sie im Alltag z.B. beim Korrosionsschutz antrifft.
- Lokalelement: Elektrochemische Anordnung, die durch direkten Kontakt zwischen reduzierendem und oxidierendem Material (in Gegenwart von Wasser) entsteht und eine Redoxreaktion zwischen den Stoffen zur Folge hat
- Beispiel: Ein mit Kupferdraht umwickelter Eisennagel, der in Wasser liegt
- Korrosionsschutz: Um die Korrosion von Eisen (= rosten) zu verhindern, wird es industriell oft mit einer Metallschicht überzogen
- Zinkschicht: Zink wird leichter oxidiert als Eisen. Wenn die Schutzschicht beschädigt wird, wird daher Zink oxidiert (es geht als Zn2+ in Lösung) und das Eisen bleibt erhalten. Dieses Prinzip des Korrosionsschutzes nennt man daher auch Opferanode .
- Zinnschicht: Zinn wird weniger einfach oxidiert als Eisen, ist aber trotzdem als Schutz geeignet . Der Nachteil besteht jedoch darin, dass eine einmal beschädigte Schutzschicht die Oxidation des darunter liegenden Eisens noch beschleunigt, weil sich ein Lokalelement bildet.
Lokalelement im Mund
Da sich Lokalelemente auch in der feuchten Umgebung des Mundes gut ausbilden können, sollten Gold- und Amalgamfüllungen räumlich weit voneinander entfernt oder besser gar nicht gleichzeitig vorhanden sein, damit keine Redoxreaktion startet. Denn bei Amalgam handelt es sich um ein Metallgemisch, das immer auch Quecksilber enthält. Quecksilber wird viel leichter oxidiert als Gold. Bei diesem Vorgang lösen sich Quecksilber-Ionen und gelangen über den Speichel in den Körper, wo sie zu einer Vergiftung führen können.
Die elektrochemische Zelle
Als elektrochemische Zelle bezeichnet man elektrochemische Anordnungen mit einem besonderen Aufbau (s.u.), in denen Redoxreaktionen freiwillig ablaufen (galvanisches Element), erzwungen werden (Elektrolysezelle) oder Energie chemisch gespeichert wird (Akkumulatoren). Reduktionsprozess und Oxidationsprozess (also die beiden "Halbreaktionen") werden in der elektrochemischen Zelle räumlich voneinander getrennt.
Allgemeiner Aufbau
- Oxidationshalbzelle: Halbzelle, in der die Oxidation stattfindet, auch Anode genannt
- Reduktionshalbzelle: Halbzelle, in der die Reduktion stattfindet, auch Kathode genannt
- Im Experiment: Z.B. zwei Bechergläser (= Halbzellen), jeweils mit verschiedenen Metallelektroden und Elektrolytlösungen
- Elektrode
- Auf der Oberfläche der Elektrode läuft die elektrochemische Reaktion ab
- Elektroden sind elektrisch leitend miteinander verbunden
- Elektrolyt: Salzlösung aus Anionen und Kationen
- Anionen
- Ladungsausgleich während der Reaktion
- I.d.R. in beiden Halbzellen gleich
- Bewegen sich zwischen den beiden Halbzellen (über eine semipermeable Membran oder eine Salzbrücke)
- Sind an der elektrochemischen Reaktion nicht beteiligt!
- Kationen
- Produkte bzw. Edukte der elektrochemischen Reaktion
- I.d.R. in beiden Halbzellen unterschiedlich
- Können sich nur innerhalb einer der beiden Halbzellen bewegen
- Anionen
- Elektrode
Ladevorgang einer elektrochemischen Zelle: OPA = Oxidation, Pluspol, Anode; Entladevorgang einer elektrochemischen Zelle: OMA = Oxidation, Minuspol, Anode.
Galvanische Elemente
- Galvanisches Element: Elektrochemische Zelle, in der eine Reaktion „freiwillig“ abläuft, d.h. gemäß der Standardpotenziale der Reaktanden
- Beispielreaktion: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
- Bedeutung: Verwendung als Gleichstromquelle, z.B. in Form von Batterien
- Kurzschreibweise: Bsp. Zink/Kupfer-Zelle (auch Daniell-Element genannt)
- Die beiden Redoxpaare werden mit einem trennenden senkrechten Strich aufgeschrieben, um die Phasengrenze zu symbolisieren: z.B. Zn|Zn2+
- Das Redoxpaar der Anode wird vor das Redoxpaar der Kathode geschrieben
- Um die Trennung der beiden Halbzellen durch eine ionendurchlässige Membran etc. zu symbolisieren, werden die Halbzellen mit einem senkrechten Doppelstrich getrennt: Anode || Kathode
- Die ionische Form beider Redoxpaare steht nach Konvention innen: Zn|Zn2+ || Cu2+|Cu
- Konzentrationszelle: Eine Spannung zwischen zwei Halbzellen bildet sich auch, wenn die Elektroden aus dem gleichen Material sind und die Elektrolytlösungen unterschiedliche Konzentrationen haben .
Die Spannungsreihe
Eine elektrochemische Zelle enthält zwei verschiedene Elektroden, wobei die elektrische Spannung zwischen den Elektroden vom jeweiligen Redoxpaar abhängt. Um zu wissen, welche Spannung in einer elektrochemischen Zelle herrscht, wurde die sog. Spannungsreihe entwickelt. In dieser werden die elektrochemischen Potenziale der einzelnen Elektroden in Bezug auf eine Standardelektrode aufgelistet. Mithilfe der elektrochemischen Potenziale der einzelnen Elektronen lässt sich dann die elektromotorische Kraft einer beliebigen Zelle errechnen.
- Elektrochemisches Potenzial (E): Elektrochemische Spannung, die bei der Umwandlung der Komponenten eines Redoxpaares ineinander erzeugt wird
- Spannungsreihe: Reihenfolge aller Redoxpaare sortiert nach ihrem elektrochemischen Potenzial und im Vergleich zu einem Standardpotenzial
- Referenzwert: Elektrochemische Standardpotenziale werden im Vergleich zur sog. Normalwasserstoffelektrode angegeben, deren Potenzial willkürlich mit E = 0 festgelegt wurde
- Wasserstoffelektrode
- Elektrodenreaktion: 2 H+ + 2 e- → H2 bzw. in wässriger Lösung: H2 + 2 H2O ⇄ 2 H3O+ + 2 e-
- Physikalische Bedingungen für die Standardelektrode: T = 298 K, p = 1013 hPa, c(H+) = 1 mol/L
Spannungsreihe ausgewählter Redoxpaare | |
---|---|
Redoxpaar | Elektrochemisches Potenzial E [V] [1] |
K/K+ | -2,93 |
Na/Na+ | -2,71 |
Mg/Mg2+ | -2,36 |
Zn/Zn2+ | -0,76 |
Fe/Fe2+ | -0,40 |
H2/2H+ | 0 |
Cu/Cu2+ | +0,34 |
Ag/Ag+ | +0,80 |
H2O / ½ O2 + 2 H+ | +1,23 |
Cl-/ ½ Cl2 | +1,36 |
Je größer das elektrochemische Potenzial eines Redoxpaares, desto „edler“ sein Charakter. Durch Zugabe eines unedleren Metalls in die wässrige Lösung eines edleren Metalls, scheidet sich das edlere Metall ab, das unedle geht in Lösung!
Die Nernst-Gleichung
Die elektrische Spannung, die zwischen zwei Redoxpaaren einer elektrochemischen Reaktion entsteht, nennt man elektromotorische Kraft. Sie hilft dabei abzuschätzen, ob eine Reaktion freiwillig abläuft oder nicht. Berechnen kann man das mithilfe der Nernst-Gleichung.
- Nernst-Gleichung: Beschreibt die Abhängigkeit des Potenzials einer elektrochemischen Halbreaktion von der Konzentration der Ionen im Elektrolyten
- Formel: E = E0 + (RT/zF) ln(cOx/cRed); bei Standardbedingungen: E = E0 + (0,06V/z) lg(cOx/cRed)
- Einheit: V
- E = elektrochemisches Potenzial, E0 = Standardpotenzial, R = Gaskonstante, T = Temperatur, F = Faraday-Konstante, z = Zahl der übertragenen Elektronen, cOx = Konzentration der oxidierten Form, cRed = Konzentration der reduzierten Form
- Elektromotorische Kraft: EGesamt = EKathode - EAnode
- Einheit: V
- E = Spannung
- Wichtige Fakten zur elektromotorischen Kraft
- Egesamt > 0: die Reaktion läuft freiwillig ab
- Egesamt < 0: die Reaktion muss erzwungen werden
Beispielrechnung
Berechne die elektromotorische Kraft unter Standardbedingungen für die Reaktion 2 Na + Cu2+ → 2 Na+ + Cu für eine Konzentration von c(Na+) = 0,1 mol/L und c(Cu2+) = 0,5 mol/L.
- Gesucht: Elektromotorische Kraft Egesamt
- Gegeben: Reaktionsgleichung, Konzentrationen c
- Trennen der Redoxreaktion in die beiden Halbreaktionen: Na+ + e- → Na und Cu2+ + 2e- → Cu
- Standardpotenziale beider Reaktionen (aus der Spannungsreihe (s.o.)): E0Na = -2,7 V; E0Cu = +0,4 V
- Berechnung der Na-Halbzellen-Spannung: ENa = -2,7 + (0,06/1) × lg(0,1/1) => ENa ≈ -2,8 V und ECu = 0,4 + (0,06/2) × lg(0,5/1 => ECu ≈ 0,4 V
- Die Zellspannung berechnet sich als Differenz E = EKathode-EAnode=> E = 0,4 V + 2,8 V = 3,2 V
Elektrolyse
- Elektrolyse: Elektrochemische Reaktion, die nur abläuft, wenn man elektrische Arbeit aufwendet (d.h. „Strom anlegt“), weil sie entgegen der Standardpotenziale der Reaktanden abläuft
- Elektromotorische Kraft: Egesamt < 0
- Beispielreaktion: Fe2+ + Cu → Fe + Cu2+
- Bedeutung: Die Elektrolyse von Wasser erzeugt Wasserstoff und Sauerstoff, die als chemische Energiespeicher genutzt und in der sog. Brennstoffzelle in elektrische Energie umgewandelt werden können
Elektrochemie in der Medizin
Für Mediziner sind elektrochemische Prozesse v.a. wichtig, um Prozesse der Reizweiterleitung in Nerven- und Muskelzellen zu verstehen. Details zu den verschiedenen Prozessen sind in den Kapiteln Ruhe- und Aktionspotenzial, Elektrische Herzaktion und Skelettmuskulatur zu finden. Darüber hinaus spielen elektrochemische Gradienten auch eine wichtige Rolle beim Stofftransport auf zellulärer Ebene, der im Kapitel Stofftransport näher beschrieben wird.
Wiederholungsfragen zum Kapitel Redoxchemie
Oxidationszahlen
Erkläre, wie man die Oxidationszahlen für das Salz NaCl bestimmt.
Erkläre, wie man die Oxidationszahlen im Wassermolekül bestimmt.
Redoxreaktionen
Was versteht man unter den Begriffen „Oxidationsmittel“ und „Reduktionsmittel“? Nenne jeweils Beispiele.
Was muss man beim Ausgleichen der Reaktionsgleichung im Hinblick auf die Oxidationszahlen beachten?
Wichtige biochemische Redoxpaare
Beschreibe die Redoxreaktionen, die Chinone durchlaufen.
Welche Aminosäure ist Teil eines wichtigen Redoxsystems? Und wie heißt das Molekül, das ihr Redoxpartner ist?
Grundlagen Elektrochemie
Welche elektrochemische Reaktion wird in wässriger Lösung normalerweise als Standardreaktion zum Vergleich des Redoxpotenzials herangezogen?
Was wird mithilfe der Nernst-Gleichung berechnet? Und welche zwei Varianten der Gleichung gibt es?
Offene Fragen zum Kapitel Redoxchemie
Erkläre das Konzept der Oxidationszahlen.
Welche wichtigen Redoxpaare fallen dir im Hinblick auf biochemische Prozesse beim Menschen ein?
Was ist ein elektrochemisches Element und wie kann man seine Spannung berechnen?
Meditricks
In Kooperation mit Meditricks bieten wir durchdachte Merkhilfen an, mit denen du dir relevante Fakten optimal einprägen kannst. Dabei handelt es sich um animierte Videos und Erkundungsbilder, die auf AMBOSS abgestimmt oder ergänzend sind. Die Inhalte liegen meist in Lang- und Kurzfassung vor, enthalten Basis- sowie Expertenwissen und teilweise auch ein Quiz sowie eine Kurzwiederholung. Eine Übersicht aller Inhalte findest du im Kapitel „Meditricks“. Meditricks gibt es in unterschiedlichen Paketen – für genauere Informationen empfehlen wir einen Besuch im Shop.
Nernst-Gleichung
Redoxchemie: Einführung und Oxidationszahlen
Inhaltliches Feedback zu den Meditricks-Videos bitte über den zugehörigen Feedback-Button einreichen (dieser erscheint beim Öffnen der Meditricks).