Wer gibt Elektronen ab, wer nimmt sie auf? Verfolge eine Reaktion Schritt für Schritt und lerne, Oxidation, Reduktion und die beiden Reaktionsmittel sicher zu unterscheiden.
Drei kurze Aufgaben helfen dir, deinen Startpunkt zu finden. Wenn du unsicher bist, wähle „Weiß ich noch nicht“.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
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.
Wähle zuerst Oxidation, dann Reduktion. Verfolge jeweils Elektronen und Oxidationszahl. Prüfe in der Gesamtbilanz, warum keine Elektronen mehr in der Gleichung stehen.
Elektronenabgabe · Zink
0 → +II
Reduktionsmittel: Zn
Elektronenaufnahme · Kupfer
+II → 0
Oxidationsmittel: Cu²⁺
Übertragung: vom Zink zu den Kupfer(II)-Ionen.
Pro Zn-Atom werden 2 Elektronen bilanziert.
Teilgleichungen sind Bilanzschritte desselben Vorgangs, keine unabhängig ablaufenden Reaktionen. Die Symbole zeigen keine maßstäbliche Teilchenbahn.
Zink wird oxidiert. Kupfer(II)-Ionen werden reduziert. Das Metall Zink und die gelösten Kupferionen sind die Reaktionspartner.
Vorhersagen und überprüfen: Ist Zn das Oxidationsmittel, weil es oxidiert wird?
Nein. Zn gibt Elektronen ab und ermöglicht dadurch die Reduktion der Kupfer(II)-Ionen. Es ist das Reduktionsmittel und wird selbst oxidiert. Das Oxidationsmittel Cu²⁺ nimmt die Elektronen auf und wird selbst reduziert.
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.
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.
| Teilchen | Elektronen | Eigene Veränderung |
|---|---|---|
| Zn: Reduktionsmittel | Gibt 2 e− ab | Wird oxidiert: 0 → +II |
| Cu2+: Oxidationsmittel | Nimmt 2 e− auf | Wird reduziert: +II → 0 |
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.
Kupfer gibt pro Atom zwei Elektronen ab. Jedes Silberion nimmt nur eines auf. Deshalb werden zwei Silberionen pro Kupferatom benötigt.
Cu: 0 → +II
Ag: +I → 0
Alle Koeffizienten werden mit zwei multipliziert. Nun werden genauso viele Elektronen aufgenommen wie bei der Oxidation abgegeben.
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.
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.
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.
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.
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Elektronenabgabe
Bei einer Oxidation werden Elektronen abgegeben; die Oxidationszahl steigt.
Elektronenaufnahme
Bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen; die Oxidationszahl sinkt.
Reduktionsmittel
Er gibt Elektronen ab und ermöglicht die Reduktion des Partners.
Es wird reduziert
Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf; sein eigener Vorgang ist eine Reduktion.
Nein
Auch Metall und Metallionen können Elektronen austauschen, etwa Zn und Cu²⁺.
Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
Zink gibt zwei Elektronen ab; Atomzahl und Gesamtladung bleiben erhalten.
Cu²⁺
Cu²⁺ nimmt zwei Elektronen auf und wird zu Cu; der Wert sinkt von +II auf 0.
Zn
Zink liefert die Elektronen und wird dabei selbst oxidiert.
Zwei
Jedes Ag⁺ benötigt ein Elektron. Daher passen zwei Silberionen zu einem Kupferatom.
Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag
Zwei Silberionen nehmen die zwei abgegebenen Elektronen auf. Atome und Ladung stimmen.
+2
Links ist Cu²⁺, rechts Zn²⁺ geladen. Beide Summen sind +2; sie müssen nicht null sein.
Vier
Zwei Mg-Atome geben je zwei Elektronen ab; die zwei O-Atome nehmen je zwei auf.
Nein, die Oxidationszahlen bleiben gleich
Hier werden Protonen übertragen. H bleibt +I und O bleibt −II.
Nein, Ag bleibt +I und Cl bleibt −I
Die Gesamtladung bleibt auf beiden Seiten null. Die Fällung verändert keine Oxidationszahlen.
Es bleibt in diesem Beispiel unverändert
Sulfat ist hier ein Zuschauerion. Gegenionen gehören dennoch zur realen Lösung.
Sechs
Oxidation mal drei und Reduktion mal zwei ergeben jeweils sechs Elektronen.
Man würde einen anderen Reaktionspartner hinschreiben
Man verändert Koeffizienten, nicht vorgegebene Ionenladungen oder Stoffformeln.
Nein, man muss die Oxidationszahländerungen prüfen
Solche Beobachtungen zeigen eine mögliche Reaktion, bestimmen aber nicht ihren Reaktionstyp.
Bearbeite drei weitere Aufgaben ohne Nachschlagen. Nutze die Rückmeldung, um gezielt weiterzulernen.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
Die Aufgaben sind unterschiedlich. Die Ergebnisse geben dir eine kurze Orientierung zu deinem Lernstand.
Erst selbst lösen, dann die Lösung öffnen.
Elektronen werden abgegeben; die Oxidationszahl steigt.
Cu²⁺. Die Kupfer(II)-Ionen nehmen Elektronen auf und werden selbst reduziert.
Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻. Die Oxidationszahl steigt von +II auf +III.
Zwei. Jedes Ag⁺-Ion benötigt ein Elektron.
Nein. Die Gesamtladungen müssen gleich sein, können aber von 0 verschieden sein.
Nein. H bleibt bei +I und O bei −II; es ändern sich keine Oxidationszahlen.
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