Redoxreaktion einfach erklärt

Wenn Eisen rostet, eine Kerze brennt oder eine Batterie Strom liefert, passiert im Hintergrund oft dasselbe Grundprinzip: Elektronen werden neu verteilt. Bei Redoxreaktionen lernst du, diesen Elektronenwechsel zu erkennen, die passenden Fachbegriffe sicher zuzuordnen und einfache Redoxgleichungen zu erklären. Am Ende kannst du nicht nur Definitionen wiedergeben, sondern auch begründen, wer Elektronen abgibt und wer sie aufnimmt.

Deine Lernziele

Ich kann erklären, was bei einer Redoxreaktion auf Teilchenebene passiert.
Ich kann Oxidation und Reduktion sicher unterscheiden.
Ich kann Reduktionsmittel und Oxidationsmittel zuordnen.
Ich kann Oxidationszahlen als Hinweis auf Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme nutzen.
Ich kann einfache Teilgleichungen zu einer Redoxgleichung zusammensetzen.

Worum es bei Redoxreaktionen geht

Eine Redoxreaktion ist keine einzelne Sonderreaktion. Sie ist ein Muster, das in vielen chemischen Reaktionen steckt: Ein Teilchen gibt Elektronen ab, ein anderes nimmt sie auf. Darum gehört Redoxchemie zu Verbrennungen, Korrosion, Batterien, Metallgewinnung und vielen Nachweisreaktionen.

Definition

Redoxreaktion

Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der Elektronen von einem Stoff auf einen anderen Stoff übertragen werden. Sie besteht immer aus zwei gleichzeitig ablaufenden Teilvorgängen: Oxidation und Reduktion.

Definition

Oxidation und Reduktion

Bei einer Oxidation gibt ein Teilchen Elektronen ab. Bei einer Reduktion nimmt ein Teilchen Elektronen auf. Beides passiert immer zusammen, weil freie Elektronen in einer normalen Reaktionsgleichung nicht einfach übrig bleiben.

Beispiel

Stell dir eine Elektronenübergabe wie ein Weiterreichen vor.

Teilchen A gibt ein Elektron ab: $A \rightarrow A^+ + e^-$.
Teilchen B nimmt dieses Elektron auf: $B + e^- \rightarrow B^-$.
Zusammen ergibt das: $A + B \rightarrow A^+ + B^-$.

A wird oxidiert, weil es ein Elektron abgibt. B wird reduziert, weil es ein Elektron aufnimmt.

Merke

Oxidation = Elektronenabgabe. Reduktion = Elektronenaufnahme. Wenn du nur einen der beiden Vorgänge siehst, suche immer nach dem passenden Partner.

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Elektronen wandern: ein Metall als Beispiel

Viele Schulbeispiele nutzen Metalle, weil man die Elektronenübertragung daran gut sehen kann. Ein Metallatom kann Elektronen abgeben und dadurch zu einem positiv geladenen Ion werden.

Definition

Ion

Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Teilchen. Ein positives Ion hat Elektronen abgegeben, ein negatives Ion hat Elektronen aufgenommen.

Beispiel

Zink reagiert mit Kupfer-Ionen:

$$ Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu $$

Schritt 1: Zink gibt zwei Elektronen ab.

$$ Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^- $$

Schritt 2: Das Kupfer-Ion nimmt diese zwei Elektronen auf.

$$ Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu $$

Schritt 3: Addierst du beide Teilgleichungen, kürzen sich die zwei Elektronen weg.

$$ Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu $$

Zink wird oxidiert. Kupfer-Ionen werden reduziert.

Gut zu wissen

Die Elektronen stehen in Teilgleichungen, damit du den Vorgang sichtbar machen kannst. In der Gesamtgleichung dürfen sie nicht mehr vorkommen, weil abgegebene und aufgenommene Elektronen gleich viele sein müssen.

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Oxidationszahlen als Spur der Elektronen

Bei manchen Redoxreaktionen sieht man Elektronen nicht direkt in der Reaktionsgleichung. Dann helfen Oxidationszahlen. Sie zeigen vereinfacht, wie stark ein Atom in einer Verbindung Elektronen formal abgegeben oder zugeordnet bekommen hat.

Definition

Oxidationszahl

Eine Oxidationszahl ist eine formale Ladungszahl für ein Atom in einem Stoff. Sie ist kein vollständiges Bild der Bindung, aber ein Werkzeug, um Oxidation und Reduktion zu erkennen. Steigt die Oxidationszahl, liegt eine Oxidation vor. Sinkt sie, liegt eine Reduktion vor.

Wichtige Regeln für den Anfang:

Elemente im elementaren Zustand haben die Oxidationszahl $0$, zum Beispiel $Mg$, $O_2$, $H_2$ oder $Cu$.
Einatomige Ionen haben als Oxidationszahl ihre Ionenladung, zum Beispiel $Na^+ = +I$ und $Cl^- = -I$.
Sauerstoff hat in den meisten Verbindungen $-II$.
Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen meistens $+I$.
In einem neutralen Molekül ist die Summe aller Oxidationszahlen $0$.

Beispiel

Bestimme die Oxidationszahlen in $CO_2$.

Sauerstoff hat meistens die Oxidationszahl $-II$.
In $CO_2$ gibt es zwei Sauerstoffatome: $2 \cdot (-II) = -IV$.
Das Molekül ist insgesamt neutral. Die Summe muss also $0$ sein.
Kohlenstoff muss deshalb $+IV$ haben, denn $+IV + (-IV) = 0$.

In $CO_2$ hat Kohlenstoff die Oxidationszahl $+IV$ und Sauerstoff jeweils $-II$.

Beispiel

Vergleiche $Mg$ und $MgO$.

Vor der Reaktion steht Magnesium als Element da: $Mg$ hat $0$. In Magnesiumoxid gilt: Sauerstoff hat $-II$, also muss Magnesium $+II$ haben.

Magnesium geht von $0$ auf $+II$. Die Oxidationszahl steigt, also wird Magnesium oxidiert.

Merke

Steigt die Oxidationszahl, wurde das Teilchen oxidiert. Sinkt die Oxidationszahl, wurde das Teilchen reduziert.

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Reduktionsmittel und Oxidationsmittel

Die Begriffe klingen zuerst verdreht, weil sie nach dem benannt sind, was sie beim anderen Stoff bewirken. Das Reduktionsmittel reduziert den Partner und wird dabei selbst oxidiert. Das Oxidationsmittel oxidiert den Partner und wird dabei selbst reduziert.

Definition

Reduktionsmittel

Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab. Es reduziert einen anderen Stoff und wird dabei selbst oxidiert.

Definition

Oxidationsmittel

Ein Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf. Es oxidiert einen anderen Stoff und wird dabei selbst reduziert.

Beispiel

Bei der Reaktion von Zink mit Kupfer-Ionen gilt:

$$ Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu $$

Zink gibt Elektronen ab. Es ist also das Reduktionsmittel und wird selbst oxidiert. $Cu^{2+}$ nimmt Elektronen auf. Es ist also das Oxidationsmittel und wird selbst reduziert.

Beispiel

Magnesium verbrennt in Sauerstoff:

$$ 2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO $$

Magnesium geht von $0$ auf $+II$: Es wird oxidiert und ist das Reduktionsmittel. Sauerstoff geht von $0$ auf $-II$: Er wird reduziert und ist das Oxidationsmittel.

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Merke

Das Mittel macht etwas mit dem Partner: Das Reduktionsmittel reduziert den anderen Stoff, das Oxidationsmittel oxidiert den anderen Stoff.

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Redoxgleichungen Schritt für Schritt

In Aufgaben sollst du manchmal zeigen, wie aus zwei Teilgleichungen eine Gesamtgleichung wird. Der wichtigste Gedanke ist: Die Elektronenzahl muss auf beiden Seiten zusammenpassen.

Beispiel

Stelle die Redoxgleichung für Magnesium und Sauerstoff auf.

Oxidation:

$$ Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2e^- $$

Reduktion:

$$ O_2 + 4e^- \rightarrow 2O^{2-} $$

Jetzt vergleichst du die Elektronen. Ein Magnesiumatom gibt $2$ Elektronen ab. Ein Sauerstoffmolekül nimmt insgesamt $4$ Elektronen auf. Darum brauchst du die Oxidation zweimal:

$$ 2Mg \rightarrow 2Mg^{2+} + 4e^- $$

Zusammen:

$$ 2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO $$

Probe: Links stehen zwei Magnesiumatome und zwei Sauerstoffatome. Rechts stecken in $2MgO$ ebenfalls zwei Magnesiumatome und zwei Sauerstoffatome.

Beispiel

Stelle die Reaktion von Zink mit Kupfer-Ionen auf.

Oxidation:

$$ Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^- $$

Reduktion:

$$ Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu $$

Beide Teilgleichungen enthalten schon zwei Elektronen. Du musst nichts multiplizieren.

Gesamtgleichung:

$$ Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu $$

Probe: Die Ladung links ist $+2$, die Ladung rechts ist $+2$. Die Atomsorten stimmen ebenfalls.

Merke

Beim Addieren von Teilgleichungen müssen sich die Elektronen vollständig kürzen. Bleiben Elektronen in der Gesamtgleichung stehen, ist die Gleichung noch nicht fertig.

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Prüfungsmodus

In Klassenarbeiten geht es selten nur um die Definition. Typisch sind Mischaufgaben: Du sollst Oxidationszahlen bestimmen, den Elektronenfluss begründen und einen Denkfehler finden.

Beispiel

Fehler finden:

Eine Lösung behauptet: In $Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu$ ist $Cu^{2+}$ das Reduktionsmittel, weil es reduziert wird.

Das ist falsch. $Cu^{2+}$ wird zwar reduziert, aber es ist das Oxidationsmittel. Es nimmt Elektronen auf und oxidiert dadurch den Reaktionspartner Zink.

Beispiel

Passt das Muster?

Reaktion: $2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl$.

Natrium geht von $0$ auf $+I$: Oxidation. Chlor geht von $0$ auf $-I$: Reduktion. Damit ist es eine Redoxreaktion. Natrium ist das Reduktionsmittel, Chlor ist das Oxidationsmittel.

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Alles auf einen Blick

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Abschluss-Check

Wende die Begriffe jetzt auf neue Situationen an. Lies genau: Manchmal ist die richtige Antwort nicht der Stoff, der im Namen ähnlich klingt, sondern der Stoff mit der passenden Elektronenrolle.

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Zusammenfassung

Eine Redoxreaktion ist eine Elektronenübertragungsreaktion. Oxidation bedeutet Elektronenabgabe, Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme. Mit Oxidationszahlen erkennst du den Vorgang auch dann, wenn keine Elektronen in der Reaktionsgleichung stehen: Steigende Oxidationszahl bedeutet Oxidation, sinkende Oxidationszahl bedeutet Reduktion. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert; das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert. Beim Aufstellen von Redoxgleichungen müssen die Teilgleichungen so kombiniert werden, dass sich alle Elektronen wegkürzen.