Grundlagen der Elektronenübertragungsreaktionen einfach erklärt

Hast du dich jemals gefragt, warum eine glänzende Fahrradkette nach ein paar Wochen im Regen plötzlich braun und rostig wird? Oder wie die Batterie in deinem Smartphone eigentlich Strom erzeugt?

Beide Phänomene basieren auf demselben unsichtbaren Vorgang: Atome tauschen winzige Teilchen, die Elektronen, untereinander aus. In diesem Artikel lernst du die Grundlagen der Elektronenübertragungsreaktionen kennen. Du wirst lernen, wie man genau verfolgt, welches Atom Elektronen abgibt, welches sie aufnimmt, und wie man diese Vorgänge in einer chemischen Gleichung wie ein Profi ausgleicht.

Schnellantwort

Eine Elektronenübertragungsreaktion (auch Redoxreaktion genannt) ist ein chemischer Vorgang, bei dem Elektronen zwischen Atomen ausgetauscht werden. Sie besteht immer aus zwei gekoppelten Teilreaktionen: der Oxidation (Abgabe von Elektronen) und der Reduktion (Aufnahme von Elektronen). Da ein Elektron nicht verschwinden kann, finden beide Vorgänge stets gleichzeitig statt.

Vorwissen

• Ionen: Atome oder Moleküle, die elektrisch geladen sind, weil sie Elektronen verloren oder gewonnen haben. Beispiel: Kochsalz besteht aus positiv geladenen $\text{Na}^+$-Ionen und negativ geladenen $\text{Cl}^-$-Ionen.
• Valenzelektronen: Die Elektronen auf der äußersten Schale eines Atoms. Beispiel: Magnesium hat zwei Valenzelektronen, die es bei chemischen Reaktionen abgeben kann.

Aufgabentyp 1: Was sind Oxidation und Reduktion?

Um die Grundlagen der Elektronenübertragungsreaktionen zu meistern, müssen wir zunächst die beiden wichtigsten Begriffe klären. Früher dachte man, bei einer Oxidation reagiert ein Stoff einfach nur mit Sauerstoff (daher der Name). Heute wissen Chemiker, dass es eigentlich um etwas anderes geht: um Elektronen.

• Oxidation: Das ist die Abgabe von Elektronen. Ein Atom verliert Elektronen.
• Reduktion: Das ist die Aufnahme von Elektronen. Ein Atom gewinnt Elektronen dazu.

Das Wichtigste dabei ist: Ein Elektron kann nicht einfach im Nichts verschwinden. Wenn ein Atom ein Elektron abgibt (Oxidation), muss ein anderes Atom genau dieses Elektron im selben Moment aufnehmen (Reduktion). Weil diese beiden Vorgänge immer als Paar auftreten, nennt man das Ganze eine Redoxreaktion (zusammengesetzt aus Reduktion und Oxidation). Die Anzahl der abgegebenen Elektronen ist dabei immer exakt gleich der Anzahl der aufgenommenen Elektronen.

Aufgabentyp 2: Wer gibt, wer nimmt? (Donatoren und Akzeptoren)

In einer Redoxreaktion gibt es immer einen Spender und einen Empfänger. In der Chemie klingen die Namen dafür etwas komplizierter:

• Elektronendonator (Spender): Das Teilchen, das Elektronen abgibt.
• Elektronenakzeptor (Empfänger): Das Teilchen, das Elektronen aufnimmt.

Jetzt wird es oft etwas knifflig, denn wir verwenden auch die Begriffe Oxidationsmittel und Reduktionsmittel. Um das zu verstehen, denke an ein Putzmittel. Ein Putzmittel macht nicht sich selbst sauber, sondern etwas anderes! Genauso funktionieren die chemischen Mittel:

• Ein Reduktionsmittel ist der Elektronendonator. Es reduziert seinen Partner (drückt ihm Elektronen in die Hand). Weil es dabei selbst seine Elektronen verliert, wird das Reduktionsmittel selbst oxidiert.
• Ein Oxidationsmittel ist der Elektronenakzeptor. Es oxidiert seinen Partner (klaut ihm Elektronen). Weil es diese Elektronen selbst einsteckt, wird das Oxidationsmittel selbst reduziert.

Aufgabentyp 3: Redoxgleichungen ausgleichen

Oft passen der Spender und der Empfänger nicht sofort perfekt zusammen. Stell dir vor, ein Eisenatom (Fe) möchte gerne 3 Elektronen abgeben. Aber ein Chlormolekül ($\textcolor{#53E5D6}{Cl_2}$) möchte nur 2 Elektronen aufnehmen.

Das Eisen kann nicht einfach ein Elektron in den Müll werfen. Die Lösung? Wir müssen die Mengen anpassen, bis es fair aufgeht. Wir suchen das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2. Das ist die Zahl 6.

Wenn wir 2 Eisenatome nehmen, geben diese insgesamt 6 Elektronen ab ($2 \cdot 3 = 6$). Wenn wir 3 Chlormoleküle nehmen, nehmen diese insgesamt 6 Elektronen auf ($3 \cdot 2 = 6$). Jetzt ist die Elektronenzahl perfekt ausgeglichen! Um das übersichtlich aufzuschreiben, zerlegen wir die Reaktion immer in zwei Teilgleichungen (eine für die Oxidation, eine für die Reduktion) und fügen sie am Ende zusammen.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Teilgleichungen aufstellen: Schreibe die Oxidations-Teilreaktion (Elektronen stehen rechts vom Pfeil) und die Reduktions-Teilreaktion (Elektronen stehen links vom Pfeil) separat auf.
2. Elektronenanzahl angleichen: Finde das kleinste gemeinsame Vielfache der Elektronen und multipliziere die gesamten Teilgleichungen mit den passenden Zahlen.
3. Gesamtgleichung bilden: Addiere beide Teilgleichungen und streiche die Elektronen auf beiden Seiten weg. Übrig bleibt die fertige Gesamtgleichung.

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Oxidation = Abgabe von Elektronen.
• Reduktion = Aufnahme von Elektronen.
• Ein Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf (es wird selbst reduziert).
• Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab (es wird selbst oxidiert).
• In der Gesamtgleichung müssen immer genauso viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden.