Redoxreaktionen finden in Batterien, Akkumulatoren oder auch in deinem Körper statt. Hier oder im kurzen Video zeigen wir dir, was eine Redoxreaktion ist und wie du Redoxgleichungen selbst aufstellen kannst.
Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der Elektronen übertragen werden. Dabei gibt ein Reaktionspartner Elektronen ab, die ein anderer Partner aufnimmt. Die Elektronenabgabe nennst du Oxidation, die Elektronenaufnahme Reduktion.
Eine Redoxreaktion besteht also aus zwei Teilreaktionen:
In der Chemie kannst du eine Redoxreaktion von Stoff A und Stoff B nach folgendem Reaktionsschema mit den Teilreaktionen formulieren:
Oxidation: A → A+ + e–
Reduktion: B + e– → B–
Zusammengefasst ergeben beide Teilreaktionen die Redoxreaktion:
Redoxreaktion: A + B → B– + A+
Stoff A ist hier das Reduktionsmittel. Das ist ein Stoff, der Elektronen abgibt. Dabei reduziert er einen anderen Stoff und wird selbst oxidiert.
Stoff B ist hier das Oxidationsmittel. Das ist ein Stoff, der Elektronen aufnimmt. Dadurch oxidiert er einen anderen Stoff und wird selbst reduziert.
Merke: Die Oxidation geschieht dabei meistens exotherm , also unter der Abgabe von Wärmeenergie. Sind Oxidation und Reduktion räumlich voneinander getrennt, kannst du durch den Elektronenfluss Strom erzeugen. So funktioniert eine galvanischen Zelle .
In der Schule oder im Studium bekommst du häufig die Aufgabe, eine Redoxgleichung aufzustellen.
Wir haben für dich ein einheitliches Vorgehen erstellt, mit dem du immer zum Ziel kommst.
Hinweis: Nicht bei jeder Redoxgleichung musst du alle Teilschritte durchführen!
Wenn du die Grundlagen einer Redoxreaktion einfach und kompakt erklärt bekommen willst, ist unser extra Beitrag dazu genau das Richtige für dich.
Schauen wir uns ein Beispiel für eine Redoxreaktion an: Zuerst betrachten wir die Gesamtreaktion, die wir dann in die Teilreaktionen aufteilen.
Hier reagiert Eisen(III)-oxid (Fe2O3) mit Aluminium (Al) zu Eisen (Fe) und Aluminiumoxid (Al2O3).
Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3
An der Reaktionsgleichung kannst folgendes erkennen:
Schauen wir uns jetzt die Teilgleichungen an. Hier kannst du anhand der Elektronenübergänge erkennen, welcher Stoff oxidiert bzw. reduziert wird.
Die zwei Teilgleichungen sind:
Du sieht, dass zwei Aluminiumatome (Al) 6 Elektronen abgeben, die dann von zwei Eisenionen (Fe3+) aufgenommen werden:
Oxidationsmittel sind in der Regel Elemente, die eine hohe Elektronegativität besitzen. Sie ‚wollen‘ somit Elektronen stark an sich ziehen. Generell gelten die Elemente der 6. und 7. Hauptgruppe als starke Oxidationsmittel. Das sind zum Beispiel Sauerstoff oder die Halogene Fluor oder Chlor.
Folglich sind Elemente, die gerne Elektronen abgeben, gute Reduktionsmittel. Das sind vor allem Alkali- und Erdalkalimetalle wie Natrium oder Magnesium. Aber auch andere unedle Metalle wie Aluminium und Zink sind gute Reduktionsmittel.
Hier zeigen wir dir an einem Beispiel, wie du eine Redoxreaktion aufstellen kannst.
Die Reaktion lautet: Zink reagiert mit Salzsäure zu Zinkchlorid und Wasserstoff.
Stelle zuerst die Gesamtreaktion auf. Sie sieht so aus:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Nun kannst du mit unseren 7 Teilschritten die Redoxgleichung aufstellen:
Als erstes bestimmst du die Oxidationszahlen der beteiligten Stoffe. Dabei handelt es sich sozusagen um die formale Ladung eines Stoffes.
Das bedeutet:
Reine Elemente haben deshalb immer die Oxidationszahl null (0) und Verbindungen sind insgesamt auch immer neutral. Am besten merkst du dir zwei wichtige Oxidationszahlen: Sauerstoff hat fast immer die Oxidationszahl minus zwei (-2) und Wasserstoff plus eins (+1).
Für mehr Regeln und Übungen zu den Oxidationszahlen schaue gerne bei unserem Beitrag dazu vorbei!
Wenden wir das nun auf unser Beispiel an:
Nun kannst du mithilfe der Oxidationszahlen direkt die Teilreaktionen, also die Oxidation und Reduktion, bestimmen. Hier gilt nämlich:
Du kannst also am Beispiel direkt erkennen:
Es gilt also:
Hinweis: Wir berücksichtigen hier die Chloridionen (Cl–) zunächst nicht.
Nun erstellst du die vollständigen Teilgleichungen. Hier gibst du jeweils an, wie viele Elektronen abgegeben oder aufgenommen wurden. Um das herauszufinden, musst du einfach schauen, um wie viel sich die Oxidationszahl eines Stoffes jeweils geändert hat.
Du kannst dir merken, dass die abgegebenen Elektronen immer auf der rechten Seite der Teilgleichung stehen. Die aufgenommen Elektronen schreibst du immer auf die linke Seite der Teilgleichung.
Damit bekommst du die zwei Teilreaktionen der Redoxreaktion:
Du benötigst bei unserem Beispiel Schritt 4,5 und 6 nicht:
Du kannst nun beide Teilgleichungen addieren. Alles was links vom Pfeil steht, schreibst du jeweils links und alles was rechts vom Pfeil steht, schreibst du rechts.
Zum Schluss kannst du noch die beiden Elektronen links und rechts rauskürzen.
Dadurch ergibt sich folgende Redoxreaktion:
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
Bei der nächsten Aufgabe kannst du einmal das komplette Vorgehen anwenden. Dafür haben wir dir auch ein extra Video gedreht, welches du hier verlinkt findest.
Die Redoxgleichung lautet: Kupferoxid reagiert mit Kohlenstoff zu elementarem Kupfer und Kohlenstoffdioxid.
Die Summengleichung siehst du hier:
CuO + C → Cu + CO2
Der erste Schritt ist die Bestimmung der Oxidationszahlen, um herauszufinden was unsere Oxidation bzw. Reduktion ist.
Jetzt kannst du bestimmen, welche Teilreaktion die Reduktion und welche die Oxidation ist:
Nun kannst du die Teilgleichungen mit den übertragenen Elektronen ausgleichen.
Jetzt erfolgt der Ladungsausgleich. Dafür musst du zuerst wissen, ob die Reaktion im Neutralen, im Basischen oder im Sauren abläuft.
Wenn keine Angabe in der Aufgabe steht, gehe am besten vom Neutralen aus.
Verwende hier also Oxonium-Ionen (H3O+) für den Ausgleich. Dafür schaust du dir bei beiden Teilgleichungen die Ladungen auf der linken und auf der rechten Seite an.
Oxidation: C → CO2 + 4 e– + 4 H3O+
Reduktion: CuO + 2 e–+ 2 H3O+→ Cu
Der nächste Schritt ist der Stoffausgleich. Er erfolgt immer mit Wasser. Du schaust dir hierfür für jede der beiden Teilgleichungen an, wie Wasserstoff und Sauerstoff auf der linken bzw. rechten Seite verteilt sind.
Im sechsten Schritt musst du noch dafür sorgen, dass beide Teilgleichungen dieselbe Anzahl an Elektronen aufweisen.
Das bekommst du ganz einfach hin, indem du die Reduktionsgleichung mit zwei multiplizierst. Deine beiden Gleichungen sehen nun so aus:
Als letzten Schritt musst du nur noch aus diesen Teilgleichungen eine einzige Gesamtgleichung machen. Das wichtigste dabei ist, dass du weißt, was auf welche Seite kommt. Edukte zu Edukten und Produkte zu Produkten. Also alles was mal auf der linken Seite einer Teilgleichung stand, muss auch auf der linken Seite der Gesamtgleichung stehen. Das sieht dann so aus:
Das wirkt jetzt etwas kompliziert, aber wie auch in der Mathematik kannst du hier einiges kürzen — nämlich alles, was auf beiden Seiten gleich ist.
Die finale Reaktionsgleichung ist dann:
Mit diesem Vorgehen kannst du jede Reaktionsgleichung aufstellen.
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