Oxidation und Reduktion

Oxidation und Reduktion sind die beiden Seiten einer Redoxreaktion. Oxidation bedeutet Elektronenabgabe, und Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme. Wenn eine Teilchensorte Elektronen abgibt, muss eine andere sie aufnehmen, daher laufen beide Prozesse immer gemeinsam ab.

Der schnellste Weg, eine Redoxreaktion einzuordnen, ist eine Frage: Welche Teilchensorte hat Elektronen abgegeben, und welche hat Elektronen aufgenommen? Wenn die Elektronen nicht ausdrücklich angegeben sind, nutze Oxidationszahlen, um die Veränderung nachzuverfolgen.

Oxidation vs. Reduktion in einem Satz

Merke dir zuerst diese Regel: Oxidation ist Elektronenabgabe, und Reduktion ist Elektronenaufnahme.

Diese Teilreaktionen zeigen das Muster deutlich:

$$\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2e^-$$

Zink gibt zwei Elektronen ab, also wird Zink oxidiert.

$$\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}$$

Das Kupferion nimmt zwei Elektronen auf, also wird Kupfer reduziert.

Wie Oxidationszahlen dir helfen, Redoxreaktionen zu erkennen

In vielen Redoxreaktionen werden Elektronen nicht als eigene Teilchen dargestellt. In solchen Fällen sind Oxidationszahlen ein Hilfsmittel, mit dem du verfolgen kannst, welches Atom effektiv Elektronendichte verliert und welches sie effektiv gewinnt.

Wenn die Oxidationszahl eines Atoms steigt, wird dieses Atom oxidiert. Wenn die Oxidationszahl eines Atoms sinkt, wird dieses Atom reduziert.

Das funktioniert auch dann, wenn die Atome in Verbindungen vorkommen, bei denen die Oxidationszahl meist ein formaler Rechenwert und keine tatsächliche Ladung des Atoms ist.

Durchgerechnetes Beispiel: Zink und Kupferion

Betrachte die Reaktion

$$\mathrm{Zn} + \mathrm{Cu}^{2+} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + \mathrm{Cu}$$

Beginne mit den Oxidationszahlen. Zink geht von $0$ in $\mathrm{Zn}$ zu $+2$ in $\mathrm{Zn}^{2+}$ über, also wird Zink oxidiert. Kupfer geht von $+2$ in $\mathrm{Cu}^{2+}$ zu $0$ in $\mathrm{Cu}$ über, also wird Kupfer reduziert.

Du kannst die Elektronenübertragung auch direkt sehen:

$$\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2e^-$$ $$\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Cu}$$

Wenn du diese beiden Teilreaktionen addierst, kürzen sich die Elektronen heraus. Das bestätigt, dass die Gesamtreaktion eine Redoxreaktion ist.

Dieses Beispiel zeigt auch die beiden Reaktionspartner:

• Zink ist das Reduktionsmittel, weil es Elektronen abgibt und dadurch eine Reduktion bewirkt.
• Das Kupferion ist das Oxidationsmittel, weil es Elektronen aufnimmt und dadurch eine Oxidation bewirkt.

Häufige Fehler bei Redoxreaktionen

Oxidation als „Aufnahme von Sauerstoff“ behandeln

Diese Abkürzung funktioniert bei einigen bekannten Reaktionen, ist aber nicht die vollständige Definition. Eine Reaktion kann auch dann eine Oxidation sein, wenn kein Sauerstoff vorkommt, solange Elektronen abgegeben werden oder die Oxidationszahl steigt.

Vergessen, dass Oxidation und Reduktion immer zusammen ablaufen

Eine Teilchensorte kann nicht Elektronen abgeben, ohne dass eine andere sie aufnimmt. Wenn eine Reaktion nur Oxidation oder nur Reduktion zu zeigen scheint, fehlt etwas im Gesamtbild.

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel verwechseln

Das Oxidationsmittel wird reduziert, und das Reduktionsmittel wird oxidiert. Die Namen beschreiben, was jede Teilchensorte bei der anderen bewirkt.

Wo Oxidation und Reduktion verwendet werden

Redoxvorstellungen sind wichtig bei Batterien, Korrosion, Verbrennung, Elektrolyse und im Zellstoffwechsel. In jedem Fall ist die entscheidende Frage dieselbe: Wo starten die Elektronen, und wo landen sie?

Deshalb tauchen Redoxreaktionen so häufig im Chemieunterricht auf. Sie verbinden die Einordnung von Reaktionen, Oxidationszahlen, Ausgleichsmethoden und reale Systeme, die Energie übertragen.

Probiere eine ähnliche Reaktion aus

Nimm eine Reaktion wie

$$\mathrm{Mg} + \mathrm{Cl}_2 \rightarrow \mathrm{MgCl}_2$$

Versuche deine eigene Analyse: Bestimme die Oxidationszahlen, identifiziere, was oxidiert und was reduziert wird, und benenne dann Oxidationsmittel und Reduktionsmittel.