Redoxreaktion einfach erklärt: Oxidation und Reduktion

Ein Nagel rostet, eine Batterie liefert Strom, eine Kerze brennt: Hinter all dem stecken Redoxreaktionen. Dabei wandern Elektronen von einem Teilchen zum anderen. Wer das einmal verstanden hat, kann auch schwierige Gleichungen Schritt für Schritt aufstellen.

Oxidation und Reduktion

Beides läuft immer gemeinsam ab, denn Elektronen verschwinden nicht einfach: Was ein Teilchen abgibt, nimmt ein anderes auf. Daher der Name Reduktion + Oxidation. Früher bedeutete Oxidation nur die Reaktion mit Sauerstoff, heute ist der Begriff allgemeiner.

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel

Das Oxidationsmittel oxidiert den Partner und wird dabei selbst reduziert. Das Reduktionsmittel reduziert den Partner und wird dabei selbst oxidiert. Das klingt verdreht, ist aber logisch: Das Mittel bewirkt etwas beim anderen.

Ein einfaches Beispiel: Magnesium verbrennt

2 Mg + O₂ → 2 MgO

• Oxidation: 2 Mg → 2 Mg²⁺ + 4 e⁻
• Reduktion: O₂ + 4 e⁻ → 2 O²⁻

Magnesium ist das Reduktionsmittel, Sauerstoff das Oxidationsmittel. Ein weiteres Beispiel: Taucht man Zink in eine Kupfersulfat-Lösung, scheidet sich Kupfer ab: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

Oxidationszahlen bestimmen

Die Oxidationszahl zeigt, wie viele Elektronen ein Atom rechnerisch abgegeben oder aufgenommen hat. Diese Regeln gelten der Reihe nach:

Redoxgleichungen aufstellen in 5 Schritten

Beispiel: Permanganat oxidiert in saurer Lösung Eisen(II) zu Eisen(III).

1. Oxidationszahlen bestimmen: Mn sinkt von +VII auf +II, Fe steigt von +II auf +III.
2. Oxidation aufschreiben: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
3. Reduktion aufschreiben und ausgleichen: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O
4. Elektronenzahl angleichen: Die Oxidation mal 5 nehmen.
5. Addieren und kontrollieren: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O

Kontrolle: Links ergibt die Ladung −1 + 8 + 10 = +17, rechts +2 + 15 = +17. Stimmt. Grundlagen dazu findest du unter Reaktionsgleichungen aufstellen.

Redoxreaktionen im Alltag

• Rosten: Eisen wird durch Sauerstoff und Wasser oxidiert.
• Batterien: Getrennte Oxidation und Reduktion treiben Elektronen durch den Stromkreis.
• Atmung und Verbrennung: Energie wird durch Oxidation frei.

Typische Fehler

• Oxidationsmittel und oxidierten Stoff verwechseln.
• Elektronen in den Teilgleichungen nicht angleichen.
• Die Ladungsprobe am Ende weglassen.
• Die Oxidationszahl mit der tatsächlichen Ladung verwechseln: In CO₂ gibt es keine C⁴⁺-Ionen.

Redoxreaktionen üben: Aufgaben mit Lösungen

1. Welche Oxidationszahl hat S in H₂SO₄? – Lösung: +VI
2. Welche Oxidationszahl hat Mn in KMnO₄? – Lösung: +VII
3. Welche Oxidationszahl hat C in CO₂? – Lösung: +IV
4. 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl: Was wird oxidiert? – Lösung: Natrium, denn es gibt je ein Elektron ab.
5. Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag: Was ist das Oxidationsmittel? – Lösung: Ag⁺, denn es nimmt Elektronen auf.
6. Ist 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O eine Redoxreaktion? – Lösung: Ja: H steigt von 0 auf +I, O sinkt von 0 auf −II.

Übungsblätter zu diesem Thema

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• Chemie-Übungsblätter für die Mittelstufe: Atombau, Reaktionsgleichungen und Säuren
• Chemie-Übungsblätter für die Oberstufe: Gleichgewichte, Säure-Base, Redox, Organik

Häufige Fragen (FAQ)

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