Redoxgleichungen ausgleichen

Warum bloßes Zählen der Atome nicht reicht

Eine Reaktionsgleichung beschreibt, in welchem Zahlenverhältnis Teilchen reagieren. Bei einer Redoxreaktion muss zusätzlich die Elektronenübertragung stimmen. Werden fünf Elektronen aufgenommen, müssen an anderer Stelle genau fünf abgegeben werden.

Die Teilgleichungsmethode trennt die Oxidation und die Reduktion zunächst auf dem Papier. Du gleichst beide einzeln aus und setzt sie anschließend wieder zusammen. Die Teilgleichungen sind Rechenschritte; sie behaupten nicht, dass beide Vorgänge unabhängig voneinander ablaufen.

Zwei Kontrollen sind unverzichtbar: Von jeder Atomart muss links und rechts dieselbe Anzahl stehen. Außerdem müssen die Gesamtladungen beider Seiten übereinstimmen. Die Gesamtladung muss dabei nicht null sein.

Vor dem Rechnen: Reaktionspartner und Milieu klären

Unser Beispiel lautet: Permanganat-Ionen reagieren in saurer Lösung mit Eisen(II)-Ionen zu Mangan(II)-Ionen und Eisen(III)-Ionen. Diese Produkte und das saure Milieu sind vorgegeben.

Das Milieu ist wichtig, weil ein Stoff unter anderen Bedingungen andere Produkte bilden kann. Die Ausgleichsmethode bestimmt passende Koeffizienten für eine gegebene Reaktion; sie sagt nicht allein voraus, welche Produkte tatsächlich entstehen.

In saurer Lösung verwenden wir H₂O und die übliche Kurzschreibweise H⁺. In Wasser liegen Protonen hydratisiert vor, etwa als H₃O⁺. H⁺ in der Bilanz ist daher keine Behauptung über frei herumliegende, ungebundene Protonen.

Schritt 1: Oxidation und Reduktion trennen

In MnO₄⁻ hat Mangan die Oxidationszahl +VII, in Mn²⁺ die Zahl +II. Sie sinkt um fünf: Mangan wird reduziert. Eisen steigt von +II auf +III und wird oxidiert.

Schreibe die beiden Gerüste getrennt auf: MnO₄⁻ → Mn²⁺ sowie Fe²⁺ → Fe³⁺. Mangan und Eisen sind bereits jeweils mit einem Atom auf beiden Seiten vertreten.

Die Änderung der Oxidationszahlen liefert eine Erwartung für die Elektronenzahlen. Sie ersetzt jedoch nicht die Kontrolle der vollständigen Teilgleichung mit Sauerstoff, Wasserstoff und Ladung.

Schritt 2: Sauerstoff mit Wasser, Wasserstoff mit H⁺

Links stehen in der Mangan-Teilgleichung vier Sauerstoffatome. Rechts fehlen sie. Ergänze deshalb rechts 4 H₂O. Dadurch stehen dort zusätzlich acht Wasserstoffatome.

Ergänze links 8 H⁺. Jetzt ist die Atombilanz vollständig: ein Mn-Atom, vier O-Atome und acht H-Atome auf jeder Seite.

Bei der Eisen-Teilgleichung fehlen weder O noch H. Dort wird kein Wasser ergänzt. Man setzt Hilfsteilchen gezielt zum Ausgleich ein, nicht automatisch in jede Teilgleichung.

Schritt 3: Ladungen mit Elektronen ausgleichen

Die linke Seite der Mangan-Teilgleichung hat die Ladung −1 + 8 = +7. Rechts steht +2; Wasser ist neutral. Ergänze fünf Elektronen links, denn jedes Elektron trägt −1 zur Ladung bei.

Links ergibt sich nun −1 + 8 − 5 = +2. Das passt zur rechten Seite. Elektronen werden aufgenommen, wie für eine Reduktion erwartet.

Bei Eisen muss auf der rechten Seite ein Elektron ergänzt werden: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. Links steht +2, rechts +3 − 1 = +2. Elektronenabgabe passt zur Oxidation.

Schritt 4: Multiplizieren, addieren und kürzen

Die Reduktion benötigt fünf Elektronen, die Oxidation liefert zunächst nur eines. Multipliziere deshalb die gesamte Eisen-Teilgleichung mit fünf: 5 Fe²⁺ → 5 Fe³⁺ + 5 e⁻.

Addiere beide linken und beide rechten Seiten. Die fünf Elektronen erscheinen nun auf beiden Seiten und werden gekürzt. Die Gesamtgleichung lautet:

Links beträgt die Gesamtladung −1 + 8 + 10 = +17. Rechts sind es +2 + 15 = +17. Auch Mn, Fe, O und H stimmen jeweils überein. Die Koeffizienten stehen im kleinsten ganzzahligen Verhältnis.

Dieselbe Reaktion mit Oxonium-Ionen schreiben

Wenn im Unterricht H₃O⁺ verwendet wird, lässt sich die Gleichung umschreiben. Addiere zunächst auf beiden Seiten acht Wassermoleküle. Fasse links 8 H⁺ und 8 H₂O zu 8 H₃O⁺ zusammen.

Es handelt sich um dieselbe Stoffbilanz in einer anderen Schreibweise. Ersetze H⁺ nicht einfach durch H₃O⁺, ohne die Wassermenge anzupassen: Dadurch würden zusätzliche H- und O-Atome in der Gleichung auftauchen.

Was ändert sich in basischer Lösung?

In basischer Lösung dürfen in der fertigen Gleichung keine H⁺-Ionen als zugesetztes saures Hilfsteilchen verbleiben. Ein systematischer Weg ist: zunächst mit H⁺ und H₂O ausgleichen, dann auf beiden Seiten so viele OH⁻ ergänzen, dass alle H⁺ zu Wasser zusammengefasst werden. Anschließend Wasser kürzen.

Beispiel einer Reduktions-Teilgleichung: O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂O. Addiere auf beiden Seiten 4 OH⁻. Links entstehen aus 4 H⁺ und 4 OH⁻ vier Wassermoleküle. Nach Kürzen von zwei H₂O bleibt:

Kontrolle: vier O-Atome, vier H-Atome und die Gesamtladung −4 auf jeder Seite. Für eine vollständige Redoxreaktion fehlt hier noch eine passende Oxidation, die vier Elektronen liefert. Die Wahl des Produkts muss zum Milieu passen.

Die häufigsten Fehler gezielt vermeiden

Verändere Koeffizienten vor Formeln, niemals Indizes innerhalb einer Formel oder vorgegebene Ionenladungen. MnO₄⁻ und MnO₂ sind unterschiedliche Teilchen, keine frei austauschbaren Schreibweisen.

Multipliziere bei einer Teilgleichung jeden Koeffizienten mit, einschließlich Wasser und Elektronen. Kürze nur identische Teilchen, die auf beiden Seiten vorkommen.

Elektronen dürfen in einer vollständigen Redoxgesamtgleichung nicht übrig bleiben. Eine korrekte Atombilanz bei falscher Ladungsbilanz ist noch keine ausgeglichene Gleichung.

Unterrichtsimpuls: Einen Fehler lokalisieren

Blende Schritt 2 ein und frage: „Sind wir fertig?“ Lass erst die Atome, dann die Ladungen zählen. Der Unterschied zeigt, warum der dritte Schritt notwendig ist. In Schritt 4 soll die Klasse die Zahl fünf begründen, bevor die Gesamtgleichung gemeinsam kontrolliert wird.

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Redoxgleichungen in wässriger Lösung schrittweise bilanzieren.

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Oxidationszahlen sicher bestimmen – kostenloses Chemie-Arbeitsblatt mit Lösungen (PDF)

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