Grundlagen der Oxidation und Reduktion: Einfach erklärt

Hast du dich schon einmal gefragt, warum eine Wunderkerze an Silvester so extrem hell brennt oder warum ein altes Fahrrad im Regen langsam rostet? Obwohl das eine in Sekunden passiert und das andere Monate dauert, steckt dahinter genau derselbe chemische Vorgang! Wenn du die Grundlagen der Oxidation und Reduktion verstehst, wird dir schnell klar, warum das so ist.

In beiden Fällen wandern winzige Teilchen von einem Stoff zum anderen. In diesem Artikel lernst du das wichtigste Tauschgeschäft der Chemie kennen: die Übertragung von Elektronen. Du wirst verstehen, wer bei diesem Geschäft gibt, wer nimmt und wie man das Ganze in einfachen Reaktionsgleichungen aufschreibt.

Vorwissen

• Ionen: Atome oder Moleküle, die elektrisch geladen sind, weil sie Elektronen verloren oder gewonnen haben.
  • Kationen sind positiv geladen (z. B. $\text{Mg}^{2+}$).
  • Anionen sind negativ geladen (z. B. $\text{O}^{2-}$).
• Elektronen ($\text{e}^-$): Die negativ geladenen Bausteine der Atome. Wenn ein neutrales Atom ein Elektron verliert, bleibt eine positive Ladung zurück.

Aufgabentyp 1: Redoxgleichungen aufstellen und verstehen

Um die Grundlagen der Oxidation und Reduktion anwenden zu können, schauen wir uns das Geben und Nehmen von Elektronen genauer an. In der Chemie gibt es Reaktionen, bei denen Atome Elektronen untereinander austauschen. Diesen Vorgang nennt man Redoxreaktion. Das Wort setzt sich aus zwei Teilvorgängen zusammen, die immer gleichzeitig ablaufen:

• Oxidation: Das ist der Vorgang der Elektronenabgabe. Ein Teilchen gibt Elektronen ab. Man nennt dieses Teilchen auch Elektronendonator (von lateinisch 'donare' = geben).
• Reduktion: Das ist der Vorgang der Elektronenaufnahme. Ein anderes Teilchen nimmt diese Elektronen auf. Man nennt es Elektronenakzeptor (von 'akzeptieren' = annehmen).

Eine Oxidation kann niemals alleine stattfinden! Ein Teilchen kann seine Elektronen nur dann loswerden, wenn ein anderes Teilchen direkt bereitsteht, um sie aufzunehmen. Sie sind wie Werfer und Fänger bei einem Ballspiel untrennbar aneinander gekoppelt.

Ein klassisches Beispiel ist die Verbrennung von Magnesium.

Zweck: Sichtbarmachung einer heftigen Redoxreaktion zwischen einem Metall und dem Sauerstoff aus der Luft.

Materialien: Ein 3 cm langes Stück Magnesiumband, Tiegelzange, Bunsenbrenner, feuerfeste Unterlage.

⚠️ Sicherheitshinweis: Unbedingt eine Schutzbrille tragen! Nicht direkt in das grelle Licht schauen, da dies die Augen schädigen kann. Der entstehende Rauch sollte nicht direkt eingeatmet werden.

Durchführung:

1. Entzünde den Bunsenbrenner und stelle eine rauschende (blaue) Flamme ein.
2. Greife das Magnesiumband an einem Ende fest mit der Tiegelzange.
3. Halte das andere Ende des Magnesiumbands in die Spitze der blauen Flamme, bis es anfängt zu brennen.

Beobachtung: Das graue Metallband verbrennt mit einer extrem grellen, weißen Flamme. Übrig bleibt ein weißes, zerbrechliches Pulver (Magnesiumoxid).

Erklärung: Hier findet eine Redoxreaktion statt. Das Magnesium gibt Elektronen ab (Oxidation) und der Sauerstoff aus der Luft nimmt diese Elektronen auf (Reduktion). Wir können das in Teilgleichungen aufschreiben:

• (I) Oxidation: Ein Magnesiumatom gibt zwei Elektronen ab. $\textcolor{#08BFFF}{\text{Mg}} \to \textcolor{#08BFFF}{\text{Mg}^{2+}} + \textcolor{#9570FF}{2 \text{ e}^-}$
• (II) Reduktion: Ein Sauerstoffmolekül ($\text{O}_2$) braucht insgesamt vier Elektronen, damit beide Sauerstoffatome zu Ionen werden. $\textcolor{#53E5D6}{\text{O}_2} + \textcolor{#9570FF}{4 \text{ e}^-} \to \textcolor{#53E5D6}{2 \text{ O}^{2-}}$

Damit die Elektronenanzahl passt, muss die Oxidation zweimal ablaufen (denn $2 \times 2 = 4$ Elektronen). Die Gesamtgleichung lautet dann:

• Gesamtgleichung: $2 \text{ Mg} + \text{O}_2 \to 2 \text{ MgO}$

In der Chemie sprechen wir oft von Oxidationsmitteln und Reduktionsmitteln. Diese Begriffe sorgen oft für Verwirrung, weil sie scheinbar genau das Gegenteil von dem tun, was ihr Name sagt.

Denk an ein Putzmittel: Ein Putzmittel putzt nicht sich selbst, sondern es macht etwas anderes sauber. Dabei wird das Putzmittel selbst schmutzig. Genau so funktioniert die Namensgebung in der Chemie!

• Das Oxidationsmittel: Es sorgt dafür, dass sein Partner oxidiert wird (also Elektronen verliert). Wie macht es das? Indem es dem Partner die Elektronen wegnimmt! Da das Oxidationsmittel diese Elektronen selbst aufnimmt, wird es selbst reduziert.
• Das Reduktionsmittel: Es sorgt dafür, dass sein Partner reduziert wird (also Elektronen bekommt). Wie macht es das? Indem es dem Partner seine eigenen Elektronen aufzwingt! Da das Reduktionsmittel seine Elektronen abgibt, wird es selbst oxidiert.

Die Abgabe und Aufnahme von Elektronen ist keine Einbahnstraße. Der Vorgang ist umkehrbar (reversibel).

Wenn ein Kupferatom ($\text{Cu}$) zwei Elektronen abgibt, wird es zu einem Kupfer-Ion ($\text{Cu}^{2+}$). Das ist eine Oxidation. Aber dieses Kupfer-Ion könnte theoretisch auch wieder zwei Elektronen aufnehmen, um zurück zu normalem Kupfer zu werden (Reduktion).

Weil diese beiden Formen (mit und ohne Elektronen) so eng zusammengehören, nennt man sie ein korrespondierendes (oder konjugiertes) Redoxpaar. Man schreibt sie oft mit einem Gleichgewichtspfeil ($\rightleftharpoons$), der in beide Richtungen zeigt:

$\text{Cu} \rightleftharpoons \text{Cu}^{2+} + 2 \text{ e}^-$

Daraus ergibt sich eine allgemeine Schreibweise für jedes beliebige Redoxpaar. Wir nennen die reduzierte Form (die Form mit mehr Elektronen) Red und die oxidierte Form (die Form mit weniger Elektronen) Ox. Der Buchstabe $z$ steht für die Anzahl der Elektronen:

Allgemeine Schreibweise: $\text{Red} \rightleftharpoons \text{Ox} + z \text{ e}^-$

Da bei einer echten Reaktion immer jemand geben und jemand nehmen muss, braucht man immer genau zwei solcher Paare, die zusammenarbeiten. Das allgemeine Schema für eine vollständige Redoxreaktion sieht dann so aus:

$\text{Red}_1 + \text{Ox}_2 \rightleftharpoons \text{Ox}_1 + \text{Red}_2$

Schritt-für-Schritt-Anleitung

Wenn du aus zwei Teilgleichungen eine Gesamtgleichung machen sollst, gehe immer nach diesem Plan vor:

1. Schritt 1: Teilgleichungen aufstellen. Schreibe die Oxidation (Elektronen stehen rechts vom Pfeil) und die Reduktion (Elektronen stehen links vom Pfeil) untereinander auf.
2. Schritt 2: Elektronenanzahl ausgleichen. In der Gesamtgleichung dürfen keine freien Elektronen mehr auftauchen. Es müssen genauso viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden. Multipliziere eine oder beide Teilgleichungen so, dass die Anzahl der Elektronen ($\text{e}^-$) bei beiden gleich ist.
3. Schritt 3: Gesamtgleichung bilden. Addiere alles, was links von den Pfeilen steht, und alles, was rechts von den Pfeilen steht. Die Elektronen kürzen sich dabei auf beiden Seiten weg.

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Oxidation: Abgabe von Elektronen.
• Reduktion: Aufnahme von Elektronen.
• Oxidationsmittel: Nimmt Elektronen vom Partner auf (wird selbst reduziert).
• Reduktionsmittel: Gibt Elektronen an den Partner ab (wird selbst oxidiert).
• Redoxpaar: Die reduzierte und oxidierte Form eines Stoffes (z. B. $\text{Cu} / \text{Cu}^{2+}$).