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Redoxreaktionen

Bei Redoxreaktionen wir das Oxidationsmittel immer reduziert und das Reduktionsmittel immer oxidiert.

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Was ist eine Redoxreaktion?

Bei einer Redoxreaktion, wird immer einer der Reaktionsteilnehmer oxidiert und der andere Reaktionsteilnehmer reduziert. Bei Feuer und Verbrennung reagiert der Brennstoff mit dem Sauerstoff der Luft und wird dabei oxidiert. Dies ist eine Form der Oxidation, die Aufnahme von Sauerstoff. Die Abgabe von Sauerstoff ist eine Reduktion.

lagerfeuer.jpg

Oxidationszahlen

Bei unserem obigen Beispiel wird der Sauerstoff übrigens reduziert, obwohl er natürlich keinen Sauerstoff abgibt. Siehst du dir den Einfluss auf die Bindungselektronen der Reaktionsteilnehmer vor und nach der Reaktion an, bedeutet ein Einflussgewinn auf die Bindungselektronen eine Reduktion und ein Einflussverlust eine Oxidation.

Da unser Brennstoff bei der Verbrennung Einfluss auf seine Elektronen verliert und Sauerstoff Einfluss auf diese gewinnt, wird der Brennstoff oxidiert und der Sauerstoff reduziert. Vereinfacht lassen sich Oxidation und Reduktion mit den Oxidationszahlen darstellen. Damit wäre der Brennstoff ein Reduktionsmittel, mit dem der Sauerstoff reduziert wird, der Sauerstoff ein Oxidationsmittel, welches den Brennstoff oxidiert.

Ein einzelnes ungeladenes Atom oder die Atome einer reinen elementaren Verbindung haben immer die Oxidationszahl $\pm 0$. So hat auch Sauerstoff $O_2$ die Oxidationszahl $\pm 0$. Reagiert nun der Sauerstoff, wird er in der Regel Einfluss auf zwei Bindungselektronen des Reaktionspartners gewinnen. Sauerstoff bekommt dann die negative Oxidationszahl $-II$, da Elektronen negativ geladen sind. Der Reaktionsteilnehmer verliert dagegen Einfluss auf seine Elektronen. Er erhält damit eine positive Oxidationszahl.

Aufstellen von Redoxreaktionen

Mit Hilfe der Oxidationszahlen können wir auch ganz einfach Reaktionsgleichungen aufstellen. Sehen wir uns einmal die Reaktion von Eisen mit Sauerstoff an.

$\text{Oxidation}: Fe^{\color{#669900}\pm 0} \longrightarrow Fe^{\color{#669900} +III} + 3 e^- \quad | 3e^- \rightarrow \cdot 4 $

$\text{Reduktion}: O_2^{\color{#669900}\pm 0} + 4e^- \longrightarrow 2 O^{\color{#669900} -II} \quad | 4e^- \rightarrow \cdot 3 $

Damit werden gleich viele Elektronen frei und aufgenommen.

$\text{RedOx-Reaktion}:4 Fe^{\color{#669900}\pm 0} + 3 O_2^{\color{#669900} \pm 0} \longrightarrow 2 Fe^{\color{#669900} +III}_2O^{\color{#669900} -II}_3$

Dabei trägt jedes der Atome die entsprechende Oxidationszahl. So ist die Summe der Oxidationszahlen auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung wieder gleich groß, also ausgeglichen.