Definition der Redoxreaktion als Elektronenübertragung

Was ist eine Redoxreaktion?

Redoxreaktionen spielen eine wichtige Rolle in der Chemie, aber auch in unserem Alltag. Wenn etwas verbrennt oder rostet, wenn Energie umgewandelt wird, zum Beispiel durch den Stoffwechsel in deinem Körper oder auch im Akku eines Handys – überall treten Redoxreaktionen auf. Aber was ist eine Redoxreaktion?

Die Teilreaktion der Elektronenabgabe ist die Oxidation, die Elektronenaufnahme wird Reduktion genannt. Die folgenden Gleichungen zeigen, wie diese beiden Schritte in einer Redoxreaktion gleichzeitig ablaufen.

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \text{A} & & & \longrightarrow & \text{A}^{+} & + & \ce{e-} \\ \text{Reduktion:} & \text{B} & + & \ce{e-} & \longrightarrow & \text{B}^{-} & & \\[2pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & \text{A} & + & \text{B} & \longrightarrow & \text{A}^{+} & + & \text{B}^{-} \end{array}$

Der Begriff Redoxreaktion leitet sich direkt von den Teilreaktionen ab: $\color{red}\text{Ox}$idation und $\color{blue}\text{Red}$uktion zusammengenommen werden mit $\color{blue}\text{Red}\color{red}\text{ox}$ abgekürzt. Ganz ausführlich würden Redoxreaktionen Reduktions-Oxidations-Reaktionen heißen.

Redoxreaktion: Oxidation und Reduktion

Bei einer Redoxreaktion findet zwar eine Oxidation und eine Reduktion gleichzeitig statt, aber oft werden diese beiden Teilreaktionen getrennt voneinander betrachtet, um einen besseren Überblick zu bekommen. Wenn zum Beispiel zwei Stoffe $\text{A}$ und $\text{B}$ miteinander reagieren, lässt sich das so beschreiben:

• Oxidation: Stoff $\text{A}$ wird oxidiert. Das bedeutet, Elektronen $(\ce{e-})$ werden abgegeben. Stoff $\text{A}$ ist damit der Elektronendonator (oder -donor). Das kommt vom lateinischen Wort donare = schenken.
• Reduktion: Stoff $\text{B}$ wird reduziert. Das bedeutet, Elektronen $(\ce{e-})$ werden aufgenommen. Stoff $\text{B}$ ist damit der Elektronenakzeptor. Das kommt vom lateinischen Wort acceptare = empfangen.

Insgesamt werden also Elektronen von Stoff $\text{A}$ auf Stoff $\text{B}$ übertragen. Der Stoff, der oxidiert wird und Elektronen abgibt, ist der Elektronendonator (oder auch -donor). Der Stoff, der reduziert wird und Elektronen aufnimmt, ist der Elektronenakzeptor. Da so gesehen Stoff $\text{A}$ dafür sorgt, dass Stoff $\text{B}$ reduziert wird, wird Stoff $\text{A}$ auch Reduktionsmittel genannt, während Stoff $\text{B}$ die Rolle des Oxidationsmittels übernimmt. Das Reduktionsmittel wird also selbst oxidiert, während das Oxidationsmittel selbst reduziert wird. In diesem Sinne verhalten sich Oxidation und Reduktion wie Umkehrreaktionen zueinander.

Reaktionsgleichung einer Redoxreaktion

Um die Reaktionsgleichung einer Redoxreaktion für unsere beiden Beispielstoffe $\text{A}$ und $\text{B}$ aufzustellen, formulieren wir zunächst allgemein die Teilreaktionen für Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \underbrace{\text{A}}_{Elektronendonator} & & & \longrightarrow & \text{A}^{+} & + & \ce{e-} \\[20pt] \text{Reduktion:} & \underbrace{\text{B}}_{Elektronenakzeptor} & + & \ce{e-} & \longrightarrow & \text{B}^{-} & & \end{array}$

Stoff $\text{A}$ ist das Reduktionsmittel. Er gibt ein Elektron ab und wird dabei selbst oxidiert. Stoff $\text{B}$ ist das Oxidationsmittel. Er nimmt das Elektron von Stoff $\text{A}$ auf und wird dabei selbst reduziert. Um beide Teilreaktionen zusammenzuführen, werden nun einfach die linken und rechten Seiten der Gleichungen addiert:

$\begin{array}{llclclclclcl} \text{Gesamtreaktion:} & \text{A} & + & \text{B} & + & \ce{e-} & \longrightarrow & \text{A}^{+} & + & \ce{e-} & + & \text{B}^{-} \end{array}$

Da das Elektron $(\ce{e-})$ auf beiden Seiten erscheint, kann es weggelassen werden. Damit ergibt sich:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Redoxreaktion:} & \text{A} & + & \text{B} & \longrightarrow & \text{A}^{+} & + & \text{B}^{-} \end{array}$

Dazu wollen wir nun auch ein Beispiel mit zwei konkreten Stoffen betrachten.

Redoxreaktionen aufstellen – Beispiel

Ein Zinkstab wird in eine Kupfersulfat-Lösung getaucht. Zink übernimmt hier die Rolle des Reduktionsmittels. Die Zink-Atome geben jeweils zwei Elektronen ab und werden zu Zink(II)-Ionen oxidiert. Die Kupfer(II)-Ionen in der Lösung stellen das Oxidationsmittel dar. Sie nehmen die Elektronen von Zink auf und werden zu elementarem Kupfer reduziert. So kommen wir zu folgenden Gleichungen:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \ce{Zn} & & & \longrightarrow & \ce{Zn^2+} & + & \ce{2 e-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{Cu^2+} & + & \ce{2 e-} & \longrightarrow & \ce{Cu} & & \\[2pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & \ce{Zn} & + & \ce{Cu^2+} & \longrightarrow & \ce{Zn^2+} & + & \ce{Cu} \end{array}$

Die entstehenden Zink(II)-Ionen gehen in Lösung, während das gebildete Kupfer sich an dem Zinkstab abscheidet.

• Beachte: Stoff $\text{A}$ ist in diesem Beispiel ein neutrales Atom $(\ce{Zn})$, während Stoff $\text{B}$ bereits ein Kation $(\ce{Cu^{2+}})$ ist. Deshalb erhalten wir durch die Elektronenübertragung das Kation von Stoff $\text{A}~(\ce{Zn^{2+}})$ und das neutrale Atome von Stoff $\text{B}~(\ce{Cu})$ und nicht ein Kation und ein Anion wie im allgemein formulierten Fall.

Oxidation – Elektronenabgabe oder Sauerstoffaufnahme

Wir haben die Oxidation als Teilreaktion definiert, bei der Elektronen abgegeben werden, wie in unserem Beispiel:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \text{A} & & & \longrightarrow & \text{A}^{+} & + & \ce{e-} \\ \text{Beispiel:} & \ce{Zn} & & & \longrightarrow & \ce{Zn^2+} & + & \ce{2 e-} \end{array}$

Ursprünglich wurde aber mit Oxidation eine Reaktion bezeichnet, bei der Sauerstoff aufgenommen wird, also eine Verbindung eines Stoffes mit Sauerstoff entsteht – ein sogenanntes Oxid. Das kennst du vielleicht von der Verbrennung von Magnesium:

$\begin{array}{lclclcl} \text{Magnesium} & + & \text{Sauerstoff} & \xrightarrow{Oxidation} & \text{Magnesiumoxid} & & \\[4pt] \ce{2 Mg} & + & \ce{O2} & \xrightarrow{Oxidation} & \ce{2 MgO} & & \end{array}$

In diesem Sinne ist eine Oxidation also eine Sauerstoffaufnahme. Aber auch bei einer solchen Reaktion findet eine Elektronenabgabe statt. Magnesium gibt Elektronen ab und reagiert dabei zu Magnesiumoxid. Immer wenn Sauerstoff aufgenommen wird, werden auch Elektronen abgegeben. Deshalb entsteht hier kein Widerspruch, auch wenn wir heute wissen, dass nicht bei jeder Redoxreaktion zwingend Sauerstoff beteiligt sein muss. Hier sind noch ein paar Beispiele für Oxidationsreaktionen, bei denen Sauerstoff aufgenommen wird:

$\begin{array}{lclcl} \text{Wasserstoff} & + & \text{Sauerstoff} & \longrightarrow & \text{Wasser} \\ \ce{2 H2} & + & \ce{O2} & \longrightarrow & \ce{2 H2O} \\[4pt] \text{Kohlenstoff} & + & \text{Sauerstoff} & \longrightarrow & \text{Kohlenstoffdioxid} \\ \ce{C} & + & \ce{O2} & \longrightarrow & \ce{CO2} \\[4pt] \text{Quecksilber} & + & \text{Sauerstoff} & \longrightarrow & \text{Quecksilberoxid} \\ \ce{2 Hg} & + & \ce{O2} & \longrightarrow & \ce{2 HgO} \\[4pt] \text{Kupfer} & + & \text{Sauerstoff} & \longrightarrow & \text{Kupferoxid} \\ \ce{2 Cu} & + & \ce{O2} & \longrightarrow & \ce{2 CuO} \end{array}$

Das Oxidationsmittel bei der Redoxreaktion

Wenn Oxidation die Abgabe von Elektronen von Stoff $\text{A}$ bedeutet, muss es einen Stoff $\text{B}$ geben, der Stoff $\text{A}$ zum Abgeben der Elektronen bringt. Der Stoff $\text{B}$ ist dann das sogenannte Oxidationsmittel. Es sorgt dafür, dass Stoff $\text{A}$ oxidiert wird. Das Oxidationsmittel selbst wird dabei aber reduziert, denn es nimmt die von Stoff $\text{A}$ abgegebenen Elektronen auf. Deshalb nennt man das Oxidationsmittel auch Elektronenakzeptor. Aus dem Beispiel der Oxidation von Magnesium wird klar, dass Sauerstoff in der Regel die Rolle des Oxidationsmittels übernimmt. In dem Beispiel des Zinkstabs in der Kupferlösung sind die Kupfer(II)-Ionen das Oxidationsmittel. Sie werden selbst zu elementarem Kupfer reduziert. Weitere häufig auftretende Oxidationsmittel sind Halogene wie Fluor und Chlor sowie die Kationen von Edelmetallen wie Gold, Platin und Silber.

Reduktion – Elektronenaufnahme oder Sauerstoffabgabe

Wir haben die Reduktion als Teilreaktion definiert, bei der Elektronen aufgenommen werden. Sie ist sozusagen die Umkehrreaktion der Oxidation. In der Bezeichnung steckt das lateinische reducere = zurückführen. In unserem Beispiel oben wurden Kupfer(II)-Ionen reduziert:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Reduktion:} & \text{B} & + & \ce{e-} & \longrightarrow & \text{B}^{-} & & \\ \text{Beispiel:} & \ce{Cu^2+} & + & \ce{2 e-} & \longrightarrow & \ce{Cu} & & \end{array}$

Hier ist also durch die Aufnahme der Elektronen kein negativ geladenes Anion entstanden, sondern aus dem positiv geladenen Kupfer-Kation $(\ce{Cu^{2+}})$ ein neutrales Kupfer-Atom $(\ce{Cu})$ geworden.

Betrachten wir nun die Reduktion der Verbindung Quecksilberoxid. Hier wird klar, warum die Reduktion auch im Sinne einer Sauerstoffabgabe als Umkehrreaktion zur Oxidation angesehen werden kann:

$\begin{array}{lclclcl} \text{Quecksilberoxid} & & & \xrightarrow{Reduktion} & \text{Quecksilber} & + & \text{Sauerstoff} \\[4pt] \ce{2 HgO} & & & \xrightarrow{Reduktion} & \ce{Hg} & + & \ce{O2} \end{array}$

Hier sind Quecksilber(II)-Ionen zunächst mit Sauerstoff im Quecksilberoxid gebunden. Durch die Sauerstoffabgabe bleibt elementares Quecksilber zurück und Sauerstoff wird frei. Durch diese Art der Reaktion können reine Metalle aus Metalloxiden, sogenannten Erzen, gewonnen werden. Und auch hier gilt: Immer wenn Sauerstoff abgegeben wird, werden auch Elektronen aufgenommen. Deshalb entsteht kein Widerspruch zwischen Sauerstoffabgabe und Elektronenaufnahme, auch wenn nicht bei jeder Redoxreaktion zwingend Sauerstoff beteiligt ist.

Das Reduktionsmittel bei der Redoxreaktion

Wir wissen bereits, dass der Stoff, der reduziert wird, das Oxidationsmittel ist, das seinen Reaktionspartner oxidiert. Im Umkehrschluss ist der zweite Reaktionspartner das Reduktionsmittel. Dieses sorgt dafür, dass der erste Stoff reduziert wird. Das Reduktionsmittel wird dabei selbst durch das Oxidationsmittel oxidiert. In dem Beispiel des Zinkstabs in der Kupferlösung ist Zink das Reduktionsmittel. Es reduziert Kupfer(II)-Ionen zu elementarem Kupfer und wird dabei selbst oxidiert.

Noch bessere Reduktionsmittel sind Alkali- und Erdalkalimetalle, das sind die Metalle der ersten und zweiten Hauptgruppe, insbesondere Natrium. Auch elementarer Wasserstoff ist ein starkes Reduktionsmittel. Eisenerz kann mithilfe von Kohlenstoff im Hochofen zu Eisen reduziert werden. Die vereinfachte Redoxreaktion dazu sieht so aus:

$\begin{array}{lclclclcl} \ce{2 Fe2O3} & + & \ce{4 C} & + & \ce{O2} & \longrightarrow & \ce{4 Fe} & + & \ce{4 CO2} \end{array}$

Kohlenstoff gibt als Reduktionsmittel Elektronen an die Eisen(III)-Ionen ab, wodurch diese sich aus dem Eisenoxid herauslösen und elementares Eisen bilden. Kohlenstoff ist demnach der Elektronendonator (oder auch -donor), wie das Reduktionsmittel auch genannt wird.

Die Bedeutung von Oxidationszahlen

Die Abgabe und Aufnahme von Sauerstoff ist anhand der Edukte und Produkte einer gegebenen Reaktion leicht festzustellen. Schwieriger ist zu erkennen, wie und wie viele Elektronen dabei übertragen werden. Um das zu kennzeichnen, helfen die Oxidationszahlen. Mit ihnen lassen sich Oxidation und Reduktion vereinfacht kennzeichnen. Sie werden in Form römischer Zahlen über die Elementsymbole aller beteiligten Stoffe einer Reaktion geschrieben. Dabei gibt es ein paar einfache Regeln:

• Ein Atom, das Elektronen abgibt, also oxidiert wird, bekommt eine positive Oxidationszahl, die der Zahl der abgegebenen Elektronen entspricht: Aluminium hat zum Beispiel in Verbindungen mit Sauerstoff immer die Oxidationszahl $\text{+III}$, da es dann immer drei Elektronen abgibt. Wasserstoff hat in Verbindungen meist die Oxidationszahl $\text{+I}$.
• Ein Atom, das Elektronen aufnimmt, bekommt eine negative Oxidationszahl. Sauerstoff nimmt in den allermeisten Fällen zwei Elektronen auf und hat deshalb so gut wie immer die Oxidationszahl $\text{-II}$.
• Atome, die in Form eines elementaren Stoffes oder als Elementmolekül vorliegen, zum Beispiel elementares $\ce{Al}$ oder das Gas $\ce{O2}$, erhalten die Oxidationszahl $\text{0}$.
• Oxidationszahlen werden immer nur für ein Atom pro Element notiert, auch wenn mehrere in einer Verbindung gebunden sind, wie bei $\ce{Al2O3}$. Die Summe der Oxidationszahlen einer Verbindung muss aber immer gleich Null sein oder gleich der Ladung der Verbindung, wenn es sich um ein Ion handelt. Um diese Summe zu berechnen, müssen die Oxidationszahlen zuerst mit den Indizes multipliziert und dann addiert werden.

$\begin{array}{llclcl} \text{Beispiel} ~ \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Al2O3}} \, \text{:} & \text{(+III)} \cdot 2 & + & \text{(-II)} \cdot 3 & = & \text{0} \end{array}$

Kennt man die Oxidationszahlen der an einer Redoxreaktion beteiligten Stoffe, kann man auch die Teilreaktionen zuordnen, denn es gilt:

• Bei einer Oxidation nimmt die Oxidationszahl des Stoffes zu, der oxidiert wird.
• Bei einer Reduktion nimmt die Oxidationszahl des Stoffes ab, der reduziert wird.

In gewisser Weise drücken Oxidationszahlen so den Einfluss aus, den ein Stoff auf die Bindungselektronen eines anderen Stoffes ausübt. Ein Stoff mit einer negativen Oxidationszahl hat einen hohen Einfluss, ein Stoff mit einer positiven Oxidationszahl hat einen geringen Einfluss auf die Elektronen des jeweiligen Bindungspartners. Durch Oxidation und Reduktion gleichen sich diese Einflüsse aus, denn die Oxidation bringt einen Einflussgewinn und die Reduktion einen Einflussverlust mit sich.

Die Betrachtung der Oxidationszahlen hilft einerseits, um Oxidation und Reduktion zu erkennen, aber andererseits auch, um die korrekte Anzahl der übertragenen Elektronen und damit auch die korrekten Faktoren zum Ausgleichen der Reaktionsgleichung zu finden. Die Oxidationszahlen helfen also dabei, Reaktionsgleichungen von Redoxreaktionen aufzustellen. Dazu sehen wir uns die Teilreaktionen der Reaktion von Eisenoxid mit Kohlenstoff an und notieren die Oxidationszahlen über den Atomen:

$\begin{array}{llclclclcl} \text{Oxidation:} & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{C}} & & & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+IV}}{\ce{C}}{}^{4+} & + & \ce{4 e-} & & \quad | \color{red}{\cdot 3} \\[4pt] \text{Reduktion:} & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & + & \ce{3 e-} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & & & & \quad | \color{blue}{\cdot 4} \end{array}$

Kohlenstoff wird oxidiert, das sehen wir, weil sich seine Oxidationszahl von $\text{0}$ auf $\text{+IV}$ erhöht. Eisen(II)-Ionen werden reduziert, denn die Oxidationszahl verringert sich von $\text{+II}$ auf $\text{0}$. Allerdings stimmt die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen noch nicht überein. Deshalb werden die Teilgleichungen mit passenden Faktoren multipliziert, um auf ein gemeinsames Vielfaches zu kommen. Durch dieses Ausgleichen wird sichergestellt, dass gleich viele Elektronen abgegeben und aufgenommen werden:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & 3\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{C}} & & & \longrightarrow & 3\, \overset{\color{#669900}\text{+IV}}{\ce{C}}{}^{4+} & + & \color{red}{\ce{12 e-}} \\[4pt] \text{Reduktion:} & 4\, \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & + & \color{blue}{\ce{12 e-}} & \longrightarrow & 4\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & & \end{array}$

Führen wir beide Teilreaktion durch Addition der linken und rechten Seiten zusammen, können die $\ce{12 e-}$ aus der Gleichung herausgestrichen werden, da sie auf beiden Seiten auftauchen. So erhalten wir:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Gesamtreaktion:} & 4\, \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & + & 3\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{C}} & \longrightarrow & 4\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & + & 3\, \overset{\color{#669900}\text{+IV}}{\ce{C}}{}^{4+} \end{array}$

An dieser Stelle müssen wir bedenken, dass die Eisen(III)-Ionen ja eigentlich im Eisenoxid gebunden sind. Statt vier $\ce{Fe^{3+}}$ setzen wir also zwei $\ce{Fe2O3}$ ein, um auf die gleiche Anzahl von Eisen-Atomen zu kommen. Außerdem reagiert Kohlenstoff nach der Abgabe seiner Elektronen sofort zu $\ce{CO2}$ weiter, was wir auch in der Gleichung berücksichtigen müssen. Damit erhalten wir die vollständige Redoxgleichung:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Redoxreaktion:} & 2\, \overset{\color{#669900}\text{+III\,~~~-II~~~~}}{\ce{Fe2O3}} & + & 3\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{C}} & \longrightarrow & 4\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & + & 3\, \overset{\color{#669900}\text{+IV\,-II~~~~}}{\ce{CO2}} \end{array}$

Die Summe der Oxidationszahlen aller beteiligten Atome auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung ist gleich groß, also ausgeglichen. Interessanterweise ändert sich die Oxidationszahl von Sauerstoff dabei nicht – der Sauerstoff spielt so gesehen bei dieser Redoxreaktion gar keine entscheidende Rolle bei der Elektronenübertragung.

Erweiterter Redox-Begriff

Wir wollen noch einmal näher auf den Redox-Begriff eingehen. Dazu vergleichen wir die Konzepte Sauerstoffübertragung und Elektronenübertragung noch einmal miteinander.

Redoxreaktionen als Aufnahme und Abgabe von Sauerstoff

Unter Oxidation verstand man ursprünglich Verbrennung, also eine Reaktion, bei der eine Verbindung mit Sauerstoff entsteht. Das Rosten von Eisen zählte beispielsweise als stille Verbrennung dazu. Der berühmte französische Chemiker Antoine de Lavoisier definierte im 18. Jahrhundert die Oxidation in diesem Sinne als Aufnahme von Sauerstoff und die Reduktion wurde im Umkehrschluss als Abgabe von Sauerstoff definiert. Obwohl wir heute mit dem modernen Redox-Begriff die Oxidation und Reduktion als Aufnahme und Abgabe von Elektronen verstehen, ist es trotzdem nicht verkehrt, die Aufnahme und Abgabe von Sauerstoff als Oxidation und Reduktion zu betrachten, denn dabei werden immer auch Elektronen übertragen. Wenn ein Stoff $\text{A}$ mit Sauerstoff reagiert, dann wird unter Aufnahme von Sauerstoff ein Oxid gebildet. Wenn ein Stoff $\text{B}$ Sauerstoff abgibt, wird das als Reduktion bezeichnet. Wenn Stoff $\text{A}$ und ein oxidierter Stoff $\text{B}$ miteinander reagieren, findet eine Sauerstoffübertragung statt und es wird ein Oxid mit Stoff $\text{A}$ gebildet. Das sieht dann zum Beispiel so aus:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \text{A} & + & \ce{O2} & \longrightarrow & \text{A–} \ce{O2} & & \\ \text{Reduktion:} & \text{B–} \ce{O2} & & & \longrightarrow & \text{B} & + & \ce{O2} \\[2pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & \text{A} & + & \text{B–} \ce{O2} & \longrightarrow & \text{A–} \ce{O2} & + & \text{B} \end{array}$

Auch hier lassen sich also Sauerstoffabgabe und Sauerstoffaufnahme getrennt voneinander betrachten. Um die Reaktionsgleichung einer Redoxreaktion aufzustellen, werden in der Regel zuerst die Teilreaktionen betrachtet.

Als konkretes Beispiel sehen wir uns die Redoxreaktion von Kupferoxid und Wasserstoff an:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Redoxreaktion:} & \ce{CuO} & + & \ce{H2} & \longrightarrow & \ce{Cu} & + & \ce{H2O} \end{array}$

Hier ist gut erkennbar, wo die Sauerstoffabgabe und die Sauerstoffaufnahme stattfindet. Kupferoxid ist das Oxidationsmittel. Es wird zu elementarem Kupfer reduziert und gibt Sauerstoff ab. Wasserstoff ist das Reduktionsmittel und wird zu Wasser oxidiert, nimmt also Sauerstoff auf.

Die Elektronenübertragung ist allerdings nicht so leicht zu erkennen. Um diese zu verdeutlichen, notieren wir die Oxidationszahlen über den Atomen.

$\begin{array}{llclclcl} \text{Redoxreaktion:} & \overset{\color{#669900}\text{+II~-II~}}{\ce{CuO}} & + & \overset{\color{#669900}\text{0\,~}}{\ce{H2}} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Cu}} & + & \overset{\color{#669900}\text{+I~~-II\,~}}{\ce{H2O}} \end{array}$

Die Oxidationszahl von Kupfer verringert sich von $\text{+II}$ auf $\text{0}$. Die Oxidationszahl von Wasserstoff erhöht sich von $\text{0}$ auf $\text{+I}$. Der Sauerstoff spielt für die Elektronenübertragung keine entscheidende Rolle, denn dessen Oxidationszahl ändert sich nicht. Deshalb können wir ihn beim Aufstellen der Teilreaktionen auch weglassen:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \ce{H2} & & & \longrightarrow & \ce{2 H+} & + & \ce{2 e-} \\[4pt] \text{Reduktion:} & \ce{Cu^2+} & + & \ce{2 e-} & \longrightarrow & \ce{Cu} & & \end{array}$

Beim Aufstellen der Gesamtreaktion wird der Sauerstoff jedoch wieder mit hinzugenommen, denn die entstehenden Wasserstoff-Ionen reagieren ja mit ihm zu Wasser.

$\begin{array}{llclclcl} \text{Redoxreaktion:} & \ce{CuO} & + & \ce{H2} & \longrightarrow & \ce{Cu} & + & \ce{H2O} \end{array}$

Aber selbst eine Reaktion wie die einfache Verbrennung von Magnesium können wir als Redoxreaktion betrachten, wenn wir uns die Abgabe und Aufnahme von Elektronen ansehen:

$\begin{array}{lclclcl} \ce{2 Mg} & + & \ce{O2} & \xrightarrow{Redoxreaktion} & \ce{2 MgO} & & \end{array}$

Eine Teilreaktion ist die Oxidation, bei der jedes Magnesiumatom als Elektronendonator zwei Elektronen ($\ce{e-}$) abgibt:

$\begin{array}{lclclcl} \underbrace{\ce{2 Mg}}_{Elektronendonator} & & & \xrightarrow{Oxidation} & \ce{2 Mg^2+} & + & \ce{4 e-} \end{array}$

Die andere Teilreaktion ist die Reduktion, bei der jedes Sauerstoffatom als Elektronenakzeptor zwei Elektronen aufnimmt:

$\begin{array}{lclclcl} \underbrace{\ce{O2}}_{Elektronenakzeptor} & + & \ce{4 e-} & \xrightarrow{Reduktion} & \ce{2 O^2-} & & \end{array}$

Die vier ausgetauschten Elektronen – rechts $\ce{4 e-}$ bei der Oxidation und links $\ce{4 e-}$ bei der Reduktion – werden weggelassen und die Ionen werden als Salzverbindung $\ce{MgO}$ zusammengefasst. Dann nimmt die Redoxreaktion die bekannte Form an:

$\begin{array}{lclclcl} \ce{2 Mg} & + & \ce{O2} & \longrightarrow & \ce{2 MgO} & & \end{array}$

Betrachtet man die Übertragung der Elektronen, wird klar, dass es keine Oxidation ohne eine gleichzeitige Reduktion eines Reaktionspartners geben kann. Da Redoxreaktionen allgemein als Elektronenübertragungsreaktionen (oder auch Elektronentransferreaktionen) definiert sind – und nicht durch die Aufnahme und Abgabe von Sauerstoff – können sie aber durchaus auch ganz ohne die Beteiligung von Sauerstoff stattfinden. Ein Beispiel für so einen Elektronenübergang ohne Sauerstoff sehen wir uns jetzt auch noch an.

Redoxreaktionen als Elektronenübertragung

Wir betrachten die Reaktion von Magnesium und Chlorgas:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Wortgleichung:} & \text{Magnesium} & + & \ce{Chlor} & \longrightarrow & \text{Magnesiumchlorid} & & \end{array}$

Wir stellen die Formelgleichung auf und geben die Oxidationszahlen an:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Formelgleichung:} & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Mg}} & + & \overset{\color{#669900}\text{0\,~}}{\ce{Cl2}} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+II~\,~-I~\,~}}{\ce{MgCl2}} & & \end{array}$

Damit steht eigentlich schon die Redoxgleichung, denn die Gleichung ist bereits ausgeglichen. Trotzdem wollen wir uns noch einmal die Teilreaktionen klarmachen:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \ce{Mg} & & & \longrightarrow & \ce{Mg^2+} & + & \ce{2 e-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{Cl2} & + & \ce{2 e-} & \longrightarrow & \ce{2 Cl-} & & \\[2pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & \ce{Mg} & + & \ce{Cl2} & \longrightarrow & \ce{MgCl2} & & \end{array}$

Wichtig ist, dass dabei Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme, also Oxidation und Reduktion, stets gleichzeitig ablaufen und gemeinsam gesehen zu einem neuen Reaktionsprodukt führen. Allgemein betrachtet laufen Redoxreaktionen als Elektronenübertragungsreaktionen gesehen immer nach diesem Schema ab:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \text{A} & & & \longrightarrow & \text{A}^{+} & + & \ce{e-} \\ \text{Reduktion:} & \text{B} & + & \ce{e-} & \longrightarrow & \text{B}^{-} & & \\[2pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & \text{A} & + & \text{B} & \longrightarrow & \text{A}^{+} & + & \text{B}^{-} \end{array}$

Ein abschließendes Beispiel ist die Reaktion von Natrium und Chlorgas zu Kochsalz (Natriumchlorid). Hierbei ist wichtig, dass jeweils zwei Natrium-Atome mit einem Chlorgas-Molekül reagieren müssen, damit die Anzahl der übertragenen Elektronen ausgeglichen ist:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \ce{2 Na} & & & \longrightarrow & \ce{2 Na+} & + & \ce{2 e-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{Cl2} & + & \ce{2 e-} & \longrightarrow & \ce{2 Cl-} & & \\[2pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & \ce{Na} & + & \ce{Cl2} & \longrightarrow & \ce{2 NaCl} & & \end{array}$

Auch hier ist, wie immer, die Summe der bei der Oxidation abgegebenen Elektronen gleich der Summe der bei der Reduktion aufgenommenen Elektronen.

Das Natrium, das selbst oxidiert wird und dabei ein Elektron abgibt, ist hier das Mittel, um Chlor zu reduzieren. Natrium ist somit das Reduktionsmittel.
Das Chlor, das selbst reduziert wird und ein Elektron aufnimmt, ist hier das Mittel, um Natrium zu oxidieren. Chlor ist somit das Oxidationsmittel.
Bei jeder Redoxreaktion gibt es ein Reduktionsmittel und Oxidationsmittel, beziehungsweise einen Elektronendonator und einen -akzeptor.

Korrespondierende Redoxpaare

Wir schauen noch einmal auf die Bildung von Kochsalz:

$\begin{array}{lclclcl} \ce{2 Na} & + & \ce{Cl2} & \longrightarrow & \ce{2 NaCl} & & \end{array}$

Jetzt betrachten wir die Teilreaktion von Natrium mit einem Reaktionspfeil für die Hin- und Rückreaktion:

$\begin{array}{llclcll} \color{red}\text{Oxidation} & \ce{2 Na} & \rightleftharpoons & \ce{2 Na+} & + & \ce{2 e-} & \color{blue}\text{Reduktion} \end{array}$

Der Pfeil nach rechts zeigt die Oxidation des Natriums und der Pfeil nach links zeigt die Reduktion des Natrium-Ions, die je nach Reaktionspartner und Reaktionsbedingungen ebenso möglich wäre. Man spricht in diesem Zusammenhang von dem korrespondierenden Redoxpaar $\ce{Na/Na+}$.
Da das Natrium-Ion nur ein sehr schwaches Reduktionsmittel ist, findet bei der Bildung von Kochsalz praktisch nur die Oxidation statt. Ganz analog spricht man bei der Reduktion des Reaktionspartners Chlor vom korrespondierenden Redoxpaar $\ce{Cl/Cl-}$.

Zusammenfassung zu Redoxreaktionen

Eine Redoxreaktion ist eine Elektronenübertragungsreaktion (oder auch Elektronentransferreaktion) und besteht aus den Teilreaktionen Oxidation und Reduktion. Die folgende Tabelle fasst noch einmal zusammen, wann es sich um eine Oxidation oder eine Reduktion handelt.

Diese Unterscheidungen helfen dir, die Teilnehmer bei einer Redoxreaktion richtig zuzuordnen.

Um eine Redoxgleichung aufzustellen, kannst du so vorgehen:

Du findest hier auch Übungen und Arbeitsblätter. Beginne mit den Übungen, um gleich dein neues Wissen über Redoxreaktionen zu testen.

Häufig gestellte Fragen zum Thema Redoxreaktionen