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Redoxreaktion: Oxidation und Reduktion erklärt
Bei einer Redoxreaktion gibt ein Teilchen Elektronen ab, während ein anderes sie aufnimmt. Die Elektronenabgabe heißt Oxidation, die Elektronenaufnahme Reduktion. Beide Vorgänge laufen immer gemeinsam ab.
Auf dieser Seite lernst du, die beiden Teilvorgänge zu erkennen und eine einfache Redoxgleichung vollständig auszugleichen.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
So erkennst du eine Redoxreaktion
Stell dir vor, ein Magnesiumatom reagiert mit Chlor. Magnesium gibt zwei Elektronen ab. Ein Chlormolekül Cl₂ nimmt genau diese zwei Elektronen auf.
Oxidation
Eine Oxidation ist die Abgabe von Elektronen.
Reduktion
Eine Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen.
Die beiden Teilgleichungen lauten:
Oxidation: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻
Reduktion: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
Die abgegebenen Elektronen erscheinen bei der Oxidation rechts. Die aufgenommenen Elektronen stehen bei der Reduktion links.
Oxidation gibt Elektronen ab, Reduktion nimmt Elektronen auf. Ohne Elektronenabgabe gibt es keine Elektronenaufnahme – und umgekehrt.
Nicht jede Stoffumwandlung ist eine Redoxreaktion. Bei einer Säure-Base-Reaktion werden Protonen übertragen. Eine Redoxreaktion verlangt dagegen eine Elektronenübertragung.
Früher wurde Oxidation als Sauerstoffaufnahme und Reduktion als Sauerstoffabgabe beschrieben. Dieses Sauerstoffkonzept ist ein Spezialfall. Der allgemeinere Redoxbegriff betrachtet die Übertragung von Elektronen.
Donator, Akzeptor und die beiden Mittel
Bei jeder Redoxreaktion gibt es einen Elektronenspender und einen Elektronenempfänger.
Elektronendonator
Der Elektronendonator gibt Elektronen ab. Er wird selbst oxidiert und ist das Reduktionsmittel, weil er die Reduktion des Reaktionspartners ermöglicht.
Elektronenakzeptor
Der Elektronenakzeptor nimmt Elektronen auf. Er wird selbst reduziert und ist das Oxidationsmittel, weil er die Oxidation des Reaktionspartners ermöglicht.
Beim Beispiel mit Magnesium und Chlor gilt daher:
- Magnesium gibt Elektronen ab: Donator, oxidierter Stoff und Reduktionsmittel.
- Chlor nimmt Elektronen auf: Akzeptor, reduzierter Stoff und Oxidationsmittel.
Die Bezeichnungen wirken zunächst vertauscht. Ein Mittel wird aber danach benannt, was es beim Partner bewirkt: Das Reduktionsmittel reduziert den Partner, das Oxidationsmittel oxidiert ihn.
Das Reduktionsmittel wird selbst oxidiert. Das Oxidationsmittel wird selbst reduziert.
Oxidationszahlen zeigen die Veränderung
Bei einfachen Ionen kannst du die Elektronenübertragung direkt an ihren Ladungen erkennen. In vielen Verbindungen hilft die Oxidationszahl.
Oxidationszahl
Die Oxidationszahl ist eine formale Ladungszahl, die einem Atom nach festen Regeln zugeordnet wird. Sie muss nicht mit einer tatsächlich vorhandenen Ionenladung übereinstimmen.
Für einfache Aufgaben genügen oft diese Regeln:
- Atome in elementaren Stoffen haben die Oxidationszahl
0, zum BeispielMg,Cl₂oderAl. - Alkalimetalle haben in Verbindungen meist
+I. - Erdalkalimetalle haben in Verbindungen meist
+II. - Wasserstoff hat meist
+I. - Sauerstoff hat meist
−II. - In einer neutralen Verbindung ist die Summe aller Oxidationszahlen
0.
Die Veränderung verrät den Teilvorgang:
- Oxidationszahl steigt: Oxidation.
- Oxidationszahl sinkt: Reduktion.
In MgCl₂ hat Magnesium die Oxidationszahl +II. Die Verbindung ist insgesamt neutral. Die beiden Chloratome müssen deshalb zusammen −II und jeweils −I besitzen.
Bei der Reaktion Mg + Cl₂ → MgCl₂ steigt Magnesium von 0 auf +II: Es wird oxidiert. Chlor sinkt von 0 auf −I: Es wird reduziert.
So gleichst du eine Redoxgleichung aus
Eine korrekte Gesamtgleichung erfüllt drei Bedingungen:
- Von jeder Atomsorte stehen links und rechts gleich viele Atome.
- Die Gesamtladung ist auf beiden Seiten gleich.
- Es werden genauso viele Elektronen aufgenommen wie abgegeben.
Betrachte die Reaktion von Aluminium mit Chlor zu Aluminiumchlorid.
Schritt 1: Teilgleichungen aufstellen
Aluminium gibt drei Elektronen ab:
Al → Al³⁺ + 3 e⁻
Ein Chlormolekül nimmt zwei Elektronen auf:
Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻
Schritt 2: Elektronenzahlen angleichen
Drei und zwei sind noch nicht gleich. Das kleinste gemeinsame Vielfache ist sechs. Deshalb wird die Aluminiumgleichung mit zwei und die Chlorgleichung mit drei multipliziert:
2 Al → 2 Al³⁺ + 6 e⁻
3 Cl₂ + 6 e⁻ → 6 Cl⁻
Schritt 3: Teilgleichungen addieren
Beim Addieren stehen die sechs Elektronen auf beiden Seiten. Sie werden gestrichen:
2 Al + 3 Cl₂ → 2 Al³⁺ + 6 Cl⁻
Je ein Al³⁺-Ion verbindet sich mit drei Cl⁻-Ionen. Daraus folgt:
`2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃`
Schritt 4: Ergebnis kontrollieren
- Aluminium: links
2, rechts2. - Chlor: links
3 · 2 = 6, rechts2 · 3 = 6. - Gesamtladung: beide Seiten sind ungeladen.
- Elektronen: sechs abgegeben und sechs aufgenommen.
Elektronen dürfen in einer fertigen Gesamtgleichung nicht übrig bleiben. Sind Atomzahl, Ladung oder Elektronenzahl nicht ausgeglichen, ist die Gleichung noch nicht fertig.
Wende das Verfahren selbst an
Eisen reagiert mit Kupfer(II)-Ionen. Dabei entstehen Eisen(II)-Ionen und elementares Kupfer:
Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu
Aufgabe 1: Teilvorgänge zuordnen
Formuliere die beiden Teilgleichungen. Bestimme außerdem Donator, Akzeptor, Reduktionsmittel und Oxidationsmittel.
Lösung:
Oxidation: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻
Reduktion: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Eisen gibt Elektronen ab. Es ist Elektronendonator, wird oxidiert und wirkt als Reduktionsmittel.
Das Kupfer(II)-Ion nimmt Elektronen auf. Es ist Elektronenakzeptor, wird reduziert und wirkt als Oxidationsmittel.
Beide Teilgleichungen enthalten bereits zwei Elektronen. Nach dem Addieren und Streichen der Elektronen entsteht die vorgegebene Gesamtgleichung.
Aufgabe 2: Einen Fehler diagnostizieren
Eine Schülerin schreibt für die Aluminium-Chlor-Reaktion:
Al + Cl₂ → AlCl₃
Erkläre, weshalb diese Gleichung nicht stimmen kann, und verbessere sie.
Lösung: Links stehen zwei Chloratome, rechts aber drei. Die Atombilanz stimmt also nicht. Mit den Koeffizienten 2, 3 und 2 sind beide Atomsorten ausgeglichen:
2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃
Nun stehen auf beiden Seiten zwei Aluminium- und sechs Chloratome.
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Redoxreaktion
- Oxidation: Elektronenabgabe, Oxidationszahl steigt
- Reduktion: Elektronenaufnahme, Oxidationszahl sinkt
- Reduktionsmittel: gibt Elektronen ab
- Oxidationsmittel: nimmt Elektronen auf
- Ausgleich: Teilgleichungen aufstellen
- Kontrolle: Atome, Ladung und Elektronen prüfen
Abschluss-Check
Wenn du im Abschluss-Check unsicher warst, gehe immer in derselben Reihenfolge vor: Teilchen zuordnen, Teilgleichungen schreiben, Elektronen angleichen, addieren und alle Bilanzen kontrollieren.