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Chemie · Redox-Reaktionen
Oxidation und Reduktion als Elektronenabgabe und -aufnahme, Teilgleichungen und Redox-Paare, Oxidations- und Reduktionsmittel und wie du eine Redox-Reaktion erkennst.
Oxidation heißt Elektronen abgeben, Reduktion heißt Elektronen aufnehmen. Beides läuft immer gleichzeitig, weil die abgegebenen Elektronen einen Abnehmer brauchen.
| Oxidation | Reduktion | |
|---|---|---|
| Elektronen | werden abgegeben | werden aufgenommen |
| Oxidationszahl | steigt | sinkt |
| Der Stoff wirkt als | Reduktionsmittel | Oxidationsmittel |
Historisch hieß Oxidation „Aufnahme von Sauerstoff“ (Eisen rostet) und Reduktion „Abgabe von Sauerstoff“ (Metalloxid wird zu Metall). Heute gilt die Elektronen-Definition, denn sie funktioniert auch ohne Sauerstoff.
Elektronen gehen nicht verloren und entstehen nicht neu: Was ein Stoff abgibt, nimmt ein anderer auf. Eine Oxidation gibt es deshalb nie allein. Das gekoppelte Paar heißt Redox-Reaktion.
Die Bildung von Kochsalz zeigt beides: Natrium gibt sein Außenelektron ab, Chlor nimmt es auf. Jede Hälfte schreibst du als Teilgleichung (Halbreaktion) auf:
Beschriftbare Abbildung
Deine AufgabeDecke die Beschriftungen auf und verfolge den Elektronenübergang von Natrium auf Chlor. Ordne Natrium und Chlor den Halbreaktionen zu: Welcher Stoff wird oxidiert, welcher reduziert, und wie viele Elektronen werden übertragen?
Tippe auf eine Beschriftung in der Abbildung, um ihre Erklärung zu lesen.
Jede Teilgleichung enthält die oxidierte und die reduzierte Form desselben Elements, ein Redox-Paar: Na⁺/Na und Cl₂/Cl⁻. Elektronen stehen bei der Oxidation rechts, bei der Reduktion links und in der Gesamtgleichung nirgends. Masse und Ladung stimmen auf beiden Seiten.
Passen die Elektronenzahlen nicht, suchst du das kleinste gemeinsame Vielfache. Aluminium gibt 3 e⁻ ab, Cl₂ nimmt 2 auf: 2 Al → 2 Al³⁺ + 6 e⁻ und 3 Cl₂ + 6 e⁻ → 6 Cl⁻, zusammen 2 Al + 3 Cl₂ → 2 AlCl₃.
Die Namen sagen, was der Stoff beim Partner bewirkt, nicht, was ihm selbst passiert.
| Reduktionsmittel | Oxidationsmittel | |
|---|---|---|
| Rolle | Elektronendonator | Elektronenakzeptor |
| Wird selbst | oxidiert | reduziert |
| Typisch | Na, Mg, Zn, H₂, Koks | O₂, O₃, H₂O₂, Cl₂, KMnO₄ |
Reduktionsmittel sind meist unedle Metalle und Wasserstoff. Oxidationsmittel sind Sauerstoff, Halogene und Verbindungen wie KMnO₄. Im Hochofen reduziert Kohlenstoff (Koks, wirksam als CO) das Eisenerz und wird dabei zu CO₂ oxidiert:
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂Fe: +III → 0 (reduziert), C: +II → +IV (oxidiert)
Manche Stoffe können beides. In H₂O₂ hat Sauerstoff −I, zwischen −II (im Wasser) und 0 (im O₂): Er kann reduziert oder oxidiert werden. Meist wirkt H₂O₂ als Oxidationsmittel.
Ob eine Reaktion Redox ist, siehst du an den Oxidationszahlen: Ändert sich eine, wurden Elektronen übertragen. HCl + NaOH → NaCl + H₂O ändert keine, 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl zwei. Auch jede Verbrennung oxidiert den Brennstoff. → Ausführlich in: Oxidationszahlen
Zink in Kupfersulfat-Lösung reagiert nach Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu: Zink ist das Reduktionsmittel, Cu²⁺ das Oxidationsmittel. Dieselbe Reaktion liefert Strom, wenn du die Teilgleichungen räumlich trennst. → Ausführlich in: Galvanisches Element
Cl₂. Chlor ist elektronegativer und sinkt von 0 auf −I, wird also reduziert. H₂ steigt von 0 auf +I und ist das Reduktionsmittel.
