Reduktion

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.

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:

$\stackrel{0}{\mathrm{Mg}}+\stackrel{0}{{\mathrm{Cl}}_2}\to \stackrel{+\mathrm{II}}{{\mathrm{Mg}}^{2+}}+2\stackrel{-\mathrm{I}}{{\mathrm{Cl}}^{-}}\to {\mathrm{MgCl}}_2$

Oxidation: $\stackrel{0}{\mathrm{Mg}}\to \stackrel{+\mathrm{II}}{{\mathrm{Mg}}^{2+}}+2{\mathrm{e}}^{-}$

Reduktion: $\stackrel{0}{{\mathrm{Cl}}_2}+2{\mathrm{e}}^{-}\to 2\stackrel{-\mathrm{I}}{{\mathrm{Cl}}^{-}}$

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.

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.

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

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.

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.

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.