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Redoxreaktionen

In dieser Lektion lernst du, dass Oxidation und Reduktion nichts anderes sind als Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme. Du erkennst beide Teilvorgänge in einer Reaktionsgleichung und verstehst, warum sie immer gemeinsam auftreten.

  • Fach: Chemie
  • Klasse 10
  • Thema: Chemische Reaktionen
  • Dauer: 18 Min
  • Niveau: Schwer
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Der Elektronenübergang ist der Kern

Früher hat man Oxidation als Reaktion mit Sauerstoff definiert. Diese alte Definition ist der häufigste Stolperstein überhaupt. Sie ist nicht falsch, aber viel zu eng: Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion ist Elektronenaufnahme. Sauerstoff ist nur ein besonders häufiger Elektronenräuber, nicht die Bedingung. Natrium verbrennt auch in Chlorgas, und das ist eine vollwertige Redoxreaktion, obwohl kein Sauerstoff beteiligt ist.

Merke dir deshalb den Satz: Oxidation ist nicht dasselbe wie Verbrennung mit Sauerstoff. Entscheidend ist allein, in welche Richtung Elektronen wandern. Das Teilchen, das Elektronen abgibt, wird oxidiert. Das Teilchen, das sie aufnimmt, wird reduziert. Weil Elektronen nicht frei herumliegen können, gibt es nie eine Oxidation ohne gleichzeitige Reduktion. Beide Teilvorgänge sind zwei Hälften desselben Vorgangs, und deshalb heißt die Gesamtreaktion Redoxreaktion.

Verwirrend sind die Begriffe Oxidationsmittel und Reduktionsmittel, weil sie genau umgekehrt zum Geschehen klingen. Das Oxidationsmittel oxidiert den Partner, nimmt dabei also selbst Elektronen auf und wird selbst reduziert. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert. Wer sich diese Umkehrung einmal klarmacht, beantwortet die Hälfte aller Klausurfragen zu diesem Thema richtig.

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Oxidation oder Reduktion?

Diese Unterscheidung ist die klausurrelevanteste des ganzen Themas. Gehe bei jeder Teilgleichung immer dieselbe Frage durch: Stehen die Elektronen auf der Produktseite oder auf der Seite der Ausgangsstoffe?

Stehen die Elektronen rechts, wurden sie abgegeben – Oxidation. Stehen sie links, wurden sie aufgenommen – Reduktion.

Oxidation

Ein Teilchen gibt Elektronen ab. Seine Oxidationszahl steigt dadurch.

Beispiele

  • Mg → Mg2+ + 2 e-
  • 2 Cl- → Cl2 + 2 e-

Signalwörter

  • Elektronen stehen rechts vom Reaktionspfeil
  • Die Oxidationszahl wird größer
  • Das Teilchen wirkt als Reduktionsmittel
  • Metalle werden typischerweise oxidiert

Reduktion

Ein Teilchen nimmt Elektronen auf. Seine Oxidationszahl sinkt dadurch.

Beispiele

  • Cl2 + 2 e- → 2 Cl-
  • Cu2+ + 2 e- → Cu

Signalwörter

  • Elektronen stehen links vom Reaktionspfeil
  • Die Oxidationszahl wird kleiner
  • Das Teilchen wirkt als Oxidationsmittel
  • Nichtmetalle und Metallionen werden typischerweise reduziert
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Teilgleichungen aufstellen

Magnesium verbrennt in Sauerstoff zu Magnesiumoxid: 2 Mg + O2 → 2 MgO. Stelle die Teilgleichungen auf und benenne Oxidationsmittel und Reduktionsmittel.

Gegeben:

  • 2 Mg + O2 → 2 MgO
  • MgO besteht aus Mg2+ und O2- Ionen

Gesucht:

Oxidation, Reduktion, Oxidationsmittel und Reduktionsmittel

Lösung:

  1. Magnesium geht von Mg zu Mg2+, gibt also je Atom zwei Elektronen ab. Oxidation: Mg → Mg2+ + 2 e-
  2. Sauerstoff geht von O2 zu O2-, nimmt also je Atom zwei Elektronen auf. Reduktion: O2 + 4 e- → 2 O2-
  3. Die Elektronenzahlen müssen übereinstimmen, deshalb die Oxidation verdoppeln: 2 Mg → 2 Mg2+ + 4 e-
  4. Beide Teilgleichungen addiert ergeben wieder 2 Mg + O2 → 2 MgO – die Elektronen kürzen sich weg.

Magnesium wird oxidiert und ist das Reduktionsmittel, Sauerstoff wird reduziert und ist das Oxidationsmittel. Insgesamt gehen vier Elektronen über.

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Jetzt bist du dran

Aufgabe 1 von 3

Was bedeutet Oxidation in der heutigen Definition?

Was bedeutet Oxidation in der heutigen Definition?
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Das Wichtigste in Kürze

  • Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion ist Elektronenaufnahme.
  • Oxidation ist nicht dasselbe wie Verbrennung mit Sauerstoff – Sauerstoff ist nur ein häufiger Partner.
  • Beides tritt immer gemeinsam auf, weil abgegebene Elektronen jemand aufnehmen muss.
  • Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert – und umgekehrt.
  • In den Teilgleichungen müssen die Elektronenzahlen gleich sein, bevor du sie addierst.

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Das solltest du vorher können

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