1.

Einleitung

Redoxsysteme, Bezeichnung für gekoppelte Systeme aus einem Reduktions- und einem Oxidationsmittel. Oxidations- und Reduktionsmittel unterscheiden sich durch einen Elektronenübergang:

Oxidationsmittel + e- → Reduktionsmittel.

Handelt es sich auf beiden Seiten der Gleichung um das gleiche Element bzw. die gleiche Verbindung, spricht man von einem korrespondierenden Redoxpaar (z. B. Fe³⁺ + e^- → Fe²⁺). Redoxreaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen Elektronen von einem Reaktionspartner auf den anderen übertragen werden. Sie bestehen stets aus einer Reduktion und einer Oxidation.

2.

Beispiel

Ein typisches Beispiel für ein Redoxsystem liefert die Reaktion von Kupferionen mit metallischem Zink:

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+.

Bei dieser Redoxreaktion werden die Kupferionen zu metallischem Kupfer reduziert, d. h. ihre Oxidationsstufe verringert sich von +2 auf null. Gleichzeitig wird das Zink zu Zinkionen oxidiert. Die Gleichgewichtslage einer Redoxreaktion wird durch das jeweilige Redoxpotential der Reaktionspartner bestimmt. Im oben erwähnten Fall liegt das Gleichgewicht ganz auf der rechten Seite, weil das Redoxsystem

Cu2+ + 2e- → Cu

ein stärkeres Oxidationsmittel als das System

Zn2+ + 2e- → Zn

ist. Wie stark oxidierend bzw. reduzierend ein korrespondierendes Redoxpaar ist, hängt von seiner Stellung in der elektrochemischen Spannungsreihe und den Konzentrationen der beteiligten Stoffe ab. Starke Oxidationsmittel sind z. B. Edelmetallionen von Gold (Au³⁺) oder Silber (Ag⁺). Starke Reduktionsmittel sind elementare unedle Metalle wie z. B. Aluminium oder Magnesium. Redoxprozesse finden bei vielen chemischen Reaktionen statt, sind aber auch in der Natur weit verbreitet, wie z. B. in der Photosynthese bzw. Atmung.