Redoxgleichungen systematisch ausgleichen einfach erklärt

Hast du dich jemals gefragt, warum eine Batterie genau die richtige Menge an Strom liefert und nicht einfach sofort ihre gesamte Energie entlädt? Das Geheimnis liegt in der genauen Kontrolle von Elektronen, die zwischen Stoffen wandern.

In dieser Lektion lernen wir das wichtigste Handwerkszeug der Chemie dafür kennen: das systematische Ausgleichen komplexer Redoxgleichungen. Du wirst lernen, wie man Schritt für Schritt sicherstellt, dass kein einziges Elektron und kein einziges Atom verloren geht.

Vorwissen

• Oxidationszahlen (OZ): Hilfszahlen, die angeben, wie viele Elektronen ein Atom formal abgegeben oder aufgenommen hat. Beispiel: In $\text{H}_2\text{O}$ hat Wasserstoff die OZ +I und Sauerstoff -II.
• Ionen: Geladene Teilchen. Beispiel: $\text{Na}^+$ ist positiv geladen, $\text{Cl}^-$ ist negativ geladen.

Aufgabentyp 1: Redoxgleichungen schrittweise ausgleichen

Beim systematischen Ausgleichen komplexer Redoxgleichungen gehst du in vier klaren Phasen vor. Um eine Redoxgleichung aufzustellen, schreiben wir zuerst die Ausgangsstoffe (Edukte) und Endprodukte auf. Dann bestimmen wir für jedes Atom die Oxidationszahl.

Wenn sich die Oxidationszahl eines Atoms im Laufe der Reaktion erhöht, nennen wir das Oxidation. Das Atom hat Elektronen abgegeben. Wenn sich die Oxidationszahl verringert, ist das eine Reduktion. Das Atom hat Elektronen aufgenommen.

Beispiel: Bei der Reaktion von $\text{SO}_3^{2-}$ zu $\text{SO}_4^{2-}$ ändert der Schwefel (S) seine Oxidationszahl von \textcolor{#9570FF}{+IV} auf \textcolor{#9570FF}{+VI}. Sie wird größer, also ist es eine Oxidation.

Wir teilen die Reaktion in zwei separate Gleichungen auf: eine für die Oxidation und eine für die Reduktion. Um die Änderung der Oxidationszahlen auszugleichen, fügen wir Elektronen ($\text{e}^-$) hinzu. Bei der Oxidation stehen die Elektronen auf der rechten Seite (sie werden abgegeben), bei der Reduktion auf der linken Seite (sie werden aufgenommen).

Da Elektronen nicht einfach verschwinden können, muss die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen exakt gleich sein. Wir multiplizieren die Teilgleichungen mit den kleinstmöglichen Zahlen, bis die Elektronenanzahl übereinstimmt.

Nun fassen wir beide Teilgleichungen zu einer einzigen Gleichung zusammen. Die Elektronen kürzen sich dabei weg. Als Nächstes betrachten wir die elektrischen Ladungen der Ionen auf der linken und rechten Seite. In der Natur muss die Gesamtladung auf beiden Seiten gleich sein.

• In saurer Lösung: Wir fügen positiv geladene Hydronium-Ionen ($\text{H}_3\text{O}^+$) hinzu, um die Ladungen auszugleichen.
• In alkalischer Lösung: Wir verwenden negativ geladene Hydroxid-Ionen ($\text{OH}^-$).

Zum Schluss müssen wir sicherstellen, dass auf beiden Seiten der Gleichung exakt gleich viele Atome jedes Elements vorhanden sind (Gesetz der Massenerhaltung). Durch den Ladungsausgleich haben wir oft zusätzliche Wasserstoff- (H) und Sauerstoffatome (O) ins Spiel gebracht. Um diese auszugleichen, fügen wir auf der entsprechenden Seite Wassermoleküle ($\text{H}_2\text{O}$) hinzu.

Wenn am Ende die Anzahl aller Atome links und rechts übereinstimmt, ist die Gleichung perfekt ausgeglichen!

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Notiere die Edukte und Produkte. Bestimme die Oxidationszahlen und identifiziere Oxidation (OZ steigt) und Reduktion (OZ sinkt).
2. Füge $\text{e}^-$ hinzu, um die OZ auszugleichen. Multipliziere die Gleichungen, sodass die Anzahl der $\text{e}^-$ gleich ist.
3. Addiere die Teilgleichungen. Zähle die Ladungen links und rechts. Gleiche sie mit $\text{H}_3\text{O}^+$ (sauer) oder $\text{OH}^-$ (alkalisch) aus.
4. Zähle die H- und O-Atome. Gleiche sie durch Hinzufügen von $\text{H}_2\text{O}$ aus.

Durchgerechnete Beispiele

Beispiel 1

Aufgabe

Gleiche die Redoxgleichung für die Reaktion von Sulfit-Ionen ($\text{SO}_3^{2-}$) mit Permanganat-Ionen ($\text{MnO}_4^-$) zu Sulfat-Ionen ($\text{SO}_4^{2-}$) und Mangan(II)-Ionen ($\text{Mn}^{2+}$) in saurer Lösung aus. Führe alle vier Schritte durch und notiere die finale, ausgeglichene Gesamtgleichung.

Lösung Schritt für Schritt

Fortschritt

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   Schritt 1
   Oxidationszahlen bestimmen & Teilgleichungen aufstellen

   Oxidation: Schwefel ändert sich von $\textcolor{#9570FF}{+IV}$ in $\text{SO}_3^{2-}$ zu $\textcolor{#9570FF}{+VI}$ in $\text{SO}_4^{2-}$. Reduktion: Mangan ändert sich von $\textcolor{#9570FF}{+VII}$ in $\text{MnO}_4^-$ zu $\textcolor{#9570FF}{+II}$ in $\text{Mn}^{2+}$.

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   Schritt 2
   Elektronen ausgleichen

   Oxidation: $\text{SO}_3^{2-} \to \text{SO}_4^{2-} + \textcolor{#08BFFF}{2 \text{ e}^-}$ Reduktion: $\text{MnO}_4^- + \textcolor{#08BFFF}{5 \text{ e}^-} \to \text{Mn}^{2+}$ Um auf die gleiche Anzahl an Elektronen (10) zu kommen, multiplizieren wir die Oxidation mit 5 und die Reduktion mit 2: Oxidation: $5 \text{ SO}_3^{2-} \to 5 \text{ SO}_4^{2-} + \textcolor{#08BFFF}{10 \text{ e}^-}$ Reduktion: $2 \text{ MnO}_4^- + \textcolor{#08BFFF}{10 \text{ e}^-} \to 2 \text{ Mn}^{2+}$

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   Schritt 3
   Ladungsausgleich

   Wir addieren die Gleichungen (die Elektronen fallen weg): $5 \text{ SO}_3^{2-} + 2 \text{ MnO}_4^- \to 5 \text{ SO}_4^{2-} + 2 \text{ Mn}^{2+}$ Ladungen links: $5 \times (-2) + 2 \times (-1) = -12$ Ladungen rechts: $5 \times (-2) + 2 \times (+2) = -6$ Da wir im sauren Milieu sind, fügen wir links $6 \text{ H}_3\text{O}^+$ hinzu, um von -12 auf -6 zu kommen: $5 \text{ SO}_3^{2-} + 2 \text{ MnO}_4^- + \textcolor{#53E5D6}{6 \text{ H}_3\text{O}^+} \to 5 \text{ SO}_4^{2-} + 2 \text{ Mn}^{2+}$

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   Schritt 4 · Ergebnis
   Massenausgleich

   Wir zählen die Wasserstoffatome: Links haben wir $6 \times 3 = 18$ H-Atome. Rechts brauchen wir also auch 18 H-Atome, was $9 \text{ H}_2\text{O}$ entspricht.

Ergebnis:

Die fertige, ausgeglichene Gleichung lautet: $5 \text{ SO}_3^{2-} + 2 \text{ MnO}_4^- + 6 \text{ H}_3\text{O}^+ \to 5 \text{ SO}_4^{2-} + 2 \text{ Mn}^{2+} + \textcolor{#53E5D6}{9 \text{ H}_2\text{O}}$ (Kontrolle der O-Atome: Links $15 + 8 + 6 = 29$. Rechts $20 + 9 = 29$. Es passt!)

Wichtige Erkenntnisse

• Oxidation bedeutet Erhöhung der Oxidationszahl (Elektronenabgabe), Reduktion bedeutet Verringerung (Elektronenaufnahme).
• Die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss immer exakt gleich sein.
• Der Ladungsausgleich erfolgt im Sauren mit $\text{H}_3\text{O}^+$ und im Alkalischen mit $\text{OH}^-$.
• Der Massenausgleich am Ende erfolgt immer mit $\text{H}_2\text{O}$.