Redoxreaktion einfach erklärt

Was ist eine Redoxreaktion?

Bei der Verbrennung von Holz, beim Rosten von Eisen oder bei Stoffwechselvorgängen in deinem Körper — überall begegnest du Redoxreaktionen. Aber was ist eine Redoxreaktion?

Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der eine Elektronenübertragung stattfindet. Hierbei sind zwei Reaktionspartner beteiligt: Einer gibt die Elektronen ab, der zweite Partner nimmt sie auf.

Die Elektronenabgabe nennst du Oxidation, die Elektronenaufnahme Reduktion. Eine Redoxreaktion besteht also aus zwei Teilreaktionen, die immer gemeinsam ablaufen. 

Oxidation und Reduktion

Die Redoxreaktion besteht aus den beiden Teilreaktionen, der Oxidation und der Reduktion. 

• Oxidation: Stoff A gibt Elektronen (e^–) ab. Du nennst ihn Reduktionsmittel oder Elektronendonator (lat. donare = schenken). 
• Reduktion: Stoff B nimmt die Elektronen (e^–) auf. Du bezeichnest ihn als Oxidationsmittel oder Elektronenakzeptor (lat. acceptare = empfangen).

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Redoxreaktion Reaktionsgleichung

In der Chemie kannst du eine Redoxreaktion von Stoff A und Stoff B nach folgendem Reaktionsschema formulieren:

Oxidation: A → A⁺ + e^–

Stoff A gibt hier ein Elektron (e^–) ab. Er wird dabei oxidiert und reduziert damit Stoff B.

Reduktion: B + e^– → B^–

Stoff B nimmt das Elektron (e^–) auf. Er wird dabei reduziert und oxidiert Stoff A. 

Zusammengefasst siehst du hier die Gesamtgleichung beider Teilreaktionen: 

Redoxreaktion: A + B → A⁺+ B^–

Redoxreaktion Beispiel

Du tauchst einen Zinkstab (Zn) in eine Lösung mit Kupfer-(II)-ionen (Cu²⁺). Dabei findet eine Redoxreaktion statt, die du so formulieren kannst: 

Oxidation: Zn → Zn²⁺ + 2 e^–
Reduktion: Cu²⁺+ 2e^– → Cu
Redoxreaktion: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

• Elementares Zink (Zn) gibt als Reduktionsmittel zwei Elektronen ab und wird selbst oxidiert.
• Die dabei entstehenden Zinkionen (Zn²⁺) gehen in Lösung.
• Die Kupfer(II)-ionen (Cu²⁺) nehmen als Oxidationsmittel die beiden Elektronen auf und werden reduziert.
• Dabei scheidet sich elementares Kupfer (Cu) auf dem Zinkstab ab. 

Oxidation

Heutzutage definierst du eine Oxidation als Elektronenabgabe eines Stoffes.

Oxidation: A → A⁺ + e^–

Beispiel: Zn → Zn²⁺ + 2 e^–

Das war nicht immer so, denn früher gab es unterschiedliche Definitionen: 

• Oxidation als Aufnahme von Sauerstoff: Der Chemiker Antoine Lavoisier verstand im 18. Jahrhundert unter einer Oxidation die Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff. Ein chemisches Element oder eine Verbindung verbindet sich dabei mit Sauerstoff zu einem Reaktionsprodukt. Du nennst es Oxid.
  Beispiel: 2 Mg + O₂ → 2 MgO
• Oxidation als Abgabe von Wasserstoff: Etwas später gehörten auch Reaktionen zur Oxidation, bei denen Wasserstoffatome ‚abgegeben‘ werden. Du nennst sie Dehydrierungen.
  Beispiel: Glykolyse im Energiestoffwechsel in deinem Körper. 

Beachte: Bei allen Definitionen findet trotzdem eine Abgabe von Elektronen statt. 

In unserem extra Video  zur Oxidation erklären wir dir das noch ausführlicher mit weiteren Beispielen. Schau gerne vorbei!

Oxidationsmittel 

Damit eine Oxidation stattfinden kann, benötigt es einen ‚Vermittler‘. Du nennst ihn Oxidationsmittel oder Elektronenakzeptor. Er entzieht dem Stoff, der oxidiert wird, Elektronen. 

Das bekannteste Oxidationsmittel ist wahrscheinlich Sauerstoff. Ob bei einer Verbrennungsreaktion von kohlenstoffhaltigem Material wie Kohle, bei der Zellatmung in deinem Körper oder der Bildung von Oxiden — überall ist Sauerstoff als Oxidationsmittel beteiligt. 

• Verbrennung von Kohle: C + O₂ → CO₂
• Bildung von Oxiden: M (Metall) + 1/2 O₂ → M²⁺(Metallkation) + O^2-

Neben Sauerstoff gibt es noch weitere gute Oxidationsmittel, wie: 

• Halogene (7. Hauptgruppe), vor allem Fluor und Chlor
• Edelmetall-Kationen wie Au³⁺, Ag⁺

Oxidationszahl

Um bei einer Redoxreaktion besser zu erkennen, welche Teilreaktionen ablaufen, schaust du dir am besten die Oxidationszahl der jeweiligen Stoffe an. Darunter verstehst du sozusagen die formale Ladung eines Teilchens. 

Hier gilt:

• Bei einer Oxidation steigt die Oxidationszahl des beteiligten Stoffes. 
• Bei einer Reduktion sinkt die Oxidationszahl des beteiligten Stoffes. 

Am besten merkst du dir drei wichtige Regeln: 

• Chemische Elemente haben die Oxidationszahl null (0).
• Sauerstoff hat fast immer die Oxidationszahl minus 2 (-II) und Wasserstoff plus eins (+I). 
• In einer Verbindung oder einem Ion entspricht die Summe aller Oxidationszahlen immer der jeweiligen Ladung der Verbindung. 

Für noch mehr Regeln und Übungen zum Bestimmen von Oxidationszahlen, schau doch einmal hier vorbei. 

Reduktion 

Die Reduktion (lat: reduction = Zurückführung) ist in der Chemie die Elektronenaufnahme eines Stoffes. 

Reduktion: B + e^– → B^–

Beispiel: Cu²⁺+ 2e^– → Cu

Auch der Begriff wurde früher anders definiert: 

• Reduktion als Abgabe von Sauerstoff: Laut Antoine Lavoisier zerlegen sich Oxide bei einer Reduktion wieder, und zwar in ein Element und Sauerstoff. Das heißt, dass bei der Reaktion Sauerstoff entsteht.
  Beispiel: 2 HgO → 2 Hg + O₂
• Reduktion als Aufnahme von Wasserstoff: Besonders in der organischen Chemie und der Biochemie gilt dieser Reduktionsbegriff. 
  Beispiel: Acetaldehyd wird zu Ethanol reduziert. Dabei nimmt es zwei Wasserstoffatome (und zwei Elektronen) auf.

Beachte: Bei allen Definitionen findet trotzdem eine Aufnahme von Elektronen statt. 

Für noch mehr Beispiele zur Reduktion schaue gerne bei unserem extra Beitrag dazu vorbei! 

Reduktionsmittel 

Auch eine Reduktion benötigt einen ‚Vermittler‘ — das sogenannte Reduktionsmittel oder auch Elektronendonator. Darunter verstehst du einen Stoff, der einem anderen Stoff Elektronen bereitstellt. Dadurch reduziert er ihn, er selbst wird oxidiert. 

Gute Reduktionsmittel sind beispielsweise: 

• Wasserstoff (H₂)
• Unedle Metalle wie Alkali – und Erdalkalimetalle (1. und 2. Hauptgruppe), z. B. Natrium (Na) oder auch Aluminium (Al) und Zink (Zn)
• Brennbare Stoffe wie Methan oder Ethan 

Redoxreaktion: Redox-Begriff

Früher wurden Redoxreaktionen als eine Übertragung von Sauerstoff definiert:

• Bei Oxidationen findet eine Aufnahme von Sauerstoff statt.
• Bei Reduktionen findet eine Abgabe von Sauerstoff statt.

Beispiel: 

+II  -II    0          0     +I  -II
CuO + H₂ → Cu + H₂O

Kupferoxid + Wasserstoff → Kupfer + Wasser

• Kupferoxid (CuO) wird Sauerstoff entzogen, es wird also reduziert. 
• Wasserstoff (H₂) nimmt den Sauerstoff auf, es wird daher oxidiert. 

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Den Reaktionspartner, der den Sauerstoff abgibt, nennst du Oxidationsmittel (hier: Kupferoxid CuO). Den Reaktionspartner, der den Sauerstoff aufnimmt, bezeichnest du als Reduktionsmittel (hier: Wasserstoff H₂).

Erweiterter Redox-Begriff

Heute sind Redoxreaktionen etwas umfassender definiert — und zwar als Elektronenübertragungsreaktionen. Das bedeutet, dass dabei nicht Sauerstoff, sondern Elektronen übertragen werden. Bei einem Elektronenübergang laufen immer eine Elektronenabgabe (Oxidation) und eine Elektronenaufnahme (Reduktion) gemeinsam ab. Redoxreaktionen finden also nicht zwingend unter Beteiligung von Sauerstoff statt. 

Beispiel:

0      0         +II   -I
Mg + Cl₂ → MgCl₂ 
Magnesium + Chlorgas →  Magnesiumchlorid

Oxidation: Mg → Mg²⁺ + 2e^–

Reduktion: Cl₂ + 2e^– → 2 Cl^–

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Redoxreaktionen Beispiele 

Redoxreaktionen begegnen dir überall, ob in deinem Stoffwechsel oder in der Technik, wie beispielsweise in deinem Handy. Hier haben wir ein paar bekannte Beispiele von Redoxreaktionen für dich zusammengetragen: 

Zellatmung und Photosynthese: 

In deinen Zellen wird bei der Zellatmung Energie gewonnen. Hierbei wird Glucose (Traubenzucker) zu Kohlenstoffdioxid oxidiert und Sauerstoff zu Wasser reduziert. Die Summenformel lautet: 

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O

Bei der Photosynthese in Pflanzen findet genau der umgekehrte Vorgang unter Zufuhr von Lichtenergie statt. 

Galvanisches Element und Elektrolyse: 

Auch in einem galvanischen Element und einer Elektrolyse laufen Redoxreaktionen ab.

• In einem galvanischen Element findet die Reaktion spontan statt und dient dazu, chemische Energie in elektrische Energie umzuwandeln. Oxidation und Reduktion erfolgen hier räumlich getrennt voneinander in sogenannten Halbzellen.
  Beispiele: Akkus, Batterien, Brennstoffzellen
• Bei einer Elektrolyse erzwingst du eine Redoxreaktion, indem du von außen eine Spannung anlegst. Im Gegensatz zum galvanischen Element läuft die Reaktion nämlich nicht spontan ab.
  Beispiel: Chloralkalielektrolyse zur Gewinnung von Chlor, Wasserstoff und Natronlauge.

Redoxreaktion Zusammenfassung 

In unserer Übersicht haben wir dir alle wichtigen Informationen zur Redoxreaktion zusammengefasst: 

Redoxreaktion aufstellen im Detail

Du weißt jetzt, was eine Redoxreaktion ist und wie sie abläuft. Oft bekommst du aber in der Schule oder im Studium die Aufgabe, eine Redoxgleichung aufzustellen. Wie du das Schritt für Schritt meisterst, zeigen wir dir in diesem Video !