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Redox-Reaktionen beschreiben chemische Prozesse, bei denen Elektronen zwischen Reaktionspartnern übertragen werden, wobei Oxidation und Reduktion stets gekoppelt ablaufen.
In den vorangegangenen Kapiteln haben wir gelernt, wie Protonen (H⁺) bei Säure-Base-Reaktionen übertragen werden. Bei Redox-Reaktionen (kurz für Reduktions-Oxidations-Reaktionen) betrachten wir nun den Austausch von Elektronen (e⁻). Diese Elektronenbewegungen sind das fundamentale Prinzip hinter Energiegewinnung in Zellen oder der Funktionsweise von Batterien.
Eine Oxidation ist definiert als die Abgabe von Elektronen durch ein Atom, Ion oder Molekül. Man kann sich das wie eine Spende vorstellen: Ein Stoff gibt einen Teil seiner negativen Ladung ab. Da Elektronen negativ geladen sind, führt ihr Verlust dazu, dass die Ladung des Stoffes in den positiven Bereich steigt.
Im Gegensatz dazu steht die Reduktion, welche die Aufnahme von Elektronen beschreibt. Der Name leitet sich historisch von der 'Reduzierung' eines Metalloxids zum reinen Metall ab. Wenn ein Stoff Elektronen aufnimmt, wird er 'negativer', was bedeutet, dass seine formale Ladung sinkt.
Ein entscheidendes Prinzip ist, dass Elektronen in einer chemischen Reaktion nicht einfach verschwinden oder aus dem Nichts auftauchen können. Daher findet eine Oxidation niemals isoliert statt. Sie ist immer untrennbar mit einer Reduktion verbunden. Diesen kombinierten Prozess nennen wir eine Redox-Reaktion.
Stoffe, die Elektronen spenden, nennen wir Reduktionsmittel (Elektronendonatoren). Da sie dem Partner Elektronen geben und ihn somit reduzieren, werden sie selbst dabei zwangsläufig oxidiert. Sie sind die 'Gönner' der chemischen Welt, die durch ihre Gabe selbst eine Veränderung erfahren.
Stoffe, die Elektronen gierig an sich ziehen, bezeichnen wir als Oxidationsmittel (Elektronenakzeptoren). Sie oxidieren ihren Partner, indem sie ihm Elektronen entziehen, und werden dabei selbst reduziert. Man kann sie sich als 'Elektronendiebe' vorstellen.
Um den Überblick zu behalten, wer wie viele Elektronen übertragen hat, nutzen wir Oxidationszahlen. Dies sind formale Hilfsgrößen, die man sich wie Buchhaltungskonten für Elektronen vorstellen kann. Sie geben an, welche Ladung ein Atom hätte, wenn man die Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner voll zurechnen würde.
Es gelten feste Regeln für diese Buchhaltung: Atome im elementaren Zustand (z. B. O₂, H₂, Fe) haben immer die Oxidationszahl 0. In Verbindungen hat Fluor stets -I, Sauerstoff meist -II (außer in Peroxiden) und Wasserstoff meist +I (außer in Metallhydriden). Die Summe aller Oxidationszahlen in einem neutralen Molekül muss immer Null ergeben.
