Redoxreaktionen und Elektronenübertragung

Redox bedeutet: Elektronen wechseln die Zuordnung

Bei vielen Reaktionen verändert sich, welchen Atomen Elektronen zugeordnet werden. Der eine Reaktionspartner gibt Elektronen ab, der andere nimmt sie auf. Zusammen nennt man diese Vorgänge eine Redoxreaktion. Das Wort verbindet Reduktion und Oxidation.

Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion ist Elektronenaufnahme. Merke dir zuerst diese beiden eindeutigen Aussagen. Sauerstoff kann beteiligt sein, muss es aber nicht. Auch eine Reaktion zwischen einem Metall und Metallionen kann eine Redoxreaktion sein.

Oxidationszahlen machen die Veränderung sichtbar: Bei einer Oxidation steigt die Zahl, bei einer Reduktion sinkt sie. Bei Molekülen ist die Elektronenübertragung dabei eine formale Beschreibung der veränderten Bindungsverhältnisse; sie bedeutet nicht immer, dass freie Ionen entstehen.

Das Leitbeispiel: Zink und Kupfer(II)-Ionen

Bringt man Zink mit einer geeigneten Kupfer(II)-salzlösung zusammen, kann sich metallisches Kupfer abscheiden, während Zink als Zn²⁺ in Lösung geht. In der vereinfachten Ionengleichung betrachten wir nur die Teilchen, die sich chemisch verändern.

Zink: Als Metall hat Zn die Oxidationszahl 0. Im Zn²⁺-Ion beträgt sie +II. Der Anstieg um zwei entspricht der Abgabe von zwei Elektronen pro Zinkatom.

Kupfer: Das gelöste Cu²⁺-Ion hat +II; das entstehende Metall hat 0. Die Abnahme um zwei entspricht der Aufnahme von zwei Elektronen pro Kupferion.

Sulfat-Ionen einer Kupfersulfatlösung werden hier nicht verändert. Sie sind Zuschauerionen und erscheinen deshalb nicht in der gekürzten Ionengleichung. Das heißt nicht, dass die reale Lösung ohne Gegenionen auskommt.

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel richtig benennen

Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und ermöglicht dadurch die Reduktion des Partners. Es wird selbst oxidiert. Im Beispiel ist Zn das Reduktionsmittel.

Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und ermöglicht dadurch die Oxidation des Partners. Es wird selbst reduziert. Im Beispiel sind die Cu²⁺-Ionen das Oxidationsmittel – nicht das erst entstehende Kupfermetall.

Die Namen beschreiben also die Wirkung auf den anderen Partner. Wenn du unsicher bist, schreibe erst „gibt Elektronen ab“ oder „nimmt Elektronen auf“ und leite daraus den Namen ab. So vermeidest du, Oxidation und Oxidationsmittel gleichzusetzen.

Warum Elektronen in der Gesamtgleichung verschwinden

Bei derselben Reaktion müssen genau so viele Elektronen aufgenommen wie abgegeben werden. Addiere deshalb nur Teilgleichungen mit gleicher Elektronenzahl. Beim Zink-Kupfer-Beispiel sind es auf beiden Seiten zwei.

Die Elektronen kürzen sich beim Addieren heraus. Sie sind keine verbleibenden Produkte, die sich im dargestellten Reaktionsgemisch ansammeln. Die Teilgleichungen sind ein Hilfsmittel für die Bilanz.

Atomkontrolle: Auf beiden Seiten steht ein Zn- und ein Cu-Atom. Ladungskontrolle: Links beträgt die Gesamtladung +2, rechts ebenfalls +2. Eine Ionengleichung muss nicht auf beiden Seiten neutral sein; beide Gesamtladungen müssen übereinstimmen.

Zweites Beispiel: Wenn die Elektronenzahlen verschieden sind

Kupfer kann mit Silberionen zu Kupfer(II)-Ionen und Silber reagieren. Die Oxidation lautet Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻. Ein Silberion benötigt dagegen nur ein Elektron: Ag⁺ + e⁻ → Ag.

Multipliziere die gesamte Reduktionsgleichung mit zwei: 2 Ag⁺ + 2 e⁻ → 2 Ag. Jetzt lassen sich die zwei Elektronen kürzen.

Die zwei Silberionen sind notwendig, damit die Elektronenbilanz stimmt. Verändere dafür die Koeffizienten vor den Formeln, niemals die Ionenladung von Ag⁺ zu Ag²⁺. Sonst würdest du einen anderen Reaktionspartner hinschreiben.

Kontrolle: Ein Kupferatom und zwei Silberatome stehen auf beiden Seiten; links und rechts ergibt sich jeweils die Ladung +2.

Auch eine Verbrennung ist eine Redoxreaktion

Magnesium steigt von 0 auf +II. Jedes der zwei Mg-Atome gibt formal zwei Elektronen ab, zusammen vier. Sauerstoff sinkt von 0 auf −II. Jedes der zwei O-Atome nimmt formal zwei Elektronen auf, ebenfalls zusammen vier.

Hier ist Sauerstoff das Oxidationsmittel und Magnesium das Reduktionsmittel. Im Magnesiumoxid liegen Mg²⁺ und O²⁻ im Ionengitter vor. Die moderne Elektronenbeschreibung erklärt also auch die früher gelernte Oxidation als Sauerstoffaufnahme.

Die Oxidationszahlen zeigen die Bilanz, aber nicht den detaillierten Reaktionsmechanismus. Aus den Elektronenzahlen lässt sich beispielsweise nicht direkt ablesen, wie schnell die Verbrennung abläuft.

Nicht jede chemische Reaktion ist Redox

Bei der einfachen Neutralisation H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O bleiben Wasserstoff bei +I und Sauerstoff bei −II. Es findet eine Protonenübertragung statt, aber keine Änderung der Oxidationszahlen: Dieses Beispiel ist eine Säure-Base-Reaktion ohne Redoxumsatz.

Bei der Fällung Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl ändern sich Ag mit +I und Cl mit −I ebenfalls nicht. Die Bildung eines Feststoffs allein ist somit kein Redoxnachweis.

Farbe, Wärmeentwicklung oder Gasblasen können auf eine Reaktion hinweisen. Um sie als Redoxreaktion einzuordnen, prüfst du aber die beteiligten Stoffe und die Veränderungen ihrer Oxidationszahlen.

Deine Reihenfolge für neue Aufgaben

1. Schreibe Edukte und Produkte korrekt auf und bestimme die relevanten Oxidationszahlen. 2. Markiere die Atomart mit steigender und die mit sinkender Zahl.

3. Formuliere die Teilgleichungen mit Elektronen. 4. Gleiche die Elektronenzahlen durch Multiplikation aus und addiere. 5. Kontrolliere Atome und Gesamtladung.

Bei komplizierteren Redoxgleichungen in saurer oder basischer Lösung müssen zusätzlich Wasserstoff und Sauerstoff passend mit Wasser sowie Oxonium- beziehungsweise Hydroxid-Ionen bilanziert werden. Dafür folgt eine eigene Vertiefung; hier geht es zuerst um das sichere Grundprinzip.

Unterrichtsimpuls: Die Namen begründen

Zeige zunächst nur den Überblick. Lass zwei Gruppen die Rollen von Zn und Cu²⁺ erklären. Öffne danach nacheinander Oxidation, Reduktion und Gesamtbilanz. Als Transfer dient das Silberbeispiel: Warum reichen ein Kupferatom und ein Silberion nicht für eine ausgeglichene Gleichung?

Sechs Aufgaben zum Selbstcheck

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