Redoxreaktion: Oxidation, Reduktion und Oxidationszahlen

Bei einer Redoxreaktion gibt ein Stoff Elektronen ab (Oxidation) und ein anderer nimmt sie auf (Reduktion). Mit Oxidationszahlen erkennst du, was oxidiert und was reduziert wird, und stellst Redoxgleichungen auf.

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2. Jahr Gymnasium - 3. Jahr Gymnasium
Gymnasium

Zwei Jugendliche mit Schutzbrillen tauchen im Chemiezimmer einen Zinkstreifen in eine blaue Lösung, auf dem Metall bildet sich ein rotbrauner Belag.

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Das musst du wissen

Erklärung

Bei einer Redoxreaktion gehen von einem Teilchen auf ein anderes über. Wer Elektronen abgibt, wird oxidiert, wer sie aufnimmt, wird reduziert. Mit Oxidationszahlen findest du heraus, wer was tut, und stellst die Redoxgleichung auf.

Vom Sauerstoff zum Elektron

Früher hiess Oxidation nur die Reaktion mit Sauerstoff, etwa beim Verbrennen. Reduktion war der Entzug von Sauerstoff, etwa beim Gewinnen von Eisen aus Erz.

Verbrennt Magnesium, entsteht Magnesiumoxid aus den $M g^{2 +}$ und $O^{2 -}$ :

2 Mg + O_{2} \to 2 MgO

Magnesium gibt also Elektronen ab, Sauerstoff nimmt sie auf. Darum zählen heute die Elektronen.

MerkeOxidation = Abgabe von Elektronen. Reduktion = Aufnahme von Elektronen.

Keine Oxidation ohne Reduktion

Elektronen verschwinden nicht. Gibt ein Teilchen Elektronen ab, muss ein anderes sie aufnehmen. Oxidation und Reduktion laufen darum immer zusammen ab.

In blauer Kupfersulfat-Lösung überzieht sich ein Zinkblech mit rotbraunem Kupfer:

Zn \to Z n^{2 +} + 2 e^{-} (Oxidation)

C u^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu (Reduktion)

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel

Das Oxidationsmittel nimmt dem Partner Elektronen weg. Es oxidiert ihn und wird dabei selbst reduziert. Im Beispiel oben ist das $C u^{2 +}$ .

Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert, oben das Zink. Gute Reduktionsmittel sind unedle Metalle, gute Oxidationsmittel Sauerstoff und Chlor.

MerkeDas Oxidationsmittel wird reduziert. Das Reduktionsmittel wird oxidiert.

Was ist eine Oxidationszahl?

In sieht man nicht, wer Elektronen abgibt. Man tut darum so, als gehörten die Bindungselektronen ganz dem mit der höheren .

Die Ladung, die dann übrig bleibt, ist die Oxidationszahl. Meist schreibt man sie als römische Zahl mit Vorzeichen über das Symbol: $H_{2} + I O - II$ .

Regeln für Oxidationszahlen

Atome in einem haben 0: $Fe$ , $O_{2}$ , $C l_{2}$ .
Einatomige Ionen haben ihre Ladung: $N a^{+}$ +I, $S^{2 -}$ −II.
Fluor hat in Verbindungen −I, +I, Erdalkalimetalle +II.
Wasserstoff hat meist +I, mit Metallen (NaH) −I.
Sauerstoff hat meist −II, in Peroxiden wie $H_{2} O_{2}$ −I.
Die Summe ist im Molekül 0, im Ion gleich der Ladung.

MerkeSumme der Oxidationszahlen = Ladung des Teilchens.

Oxidationszahlen bestimmen

Die gesuchte Zahl rechnest du mit der Summenregel aus. In $H_{2} S O_{4}$ geben die H-Atome +2, die O-Atome −8. Schwefel hat also +VI. Im Ion $Mn O_{4}^{-}$ muss die Summe −1 sein, Mangan hat +VII.

Steigt die Oxidationszahl bei einer Reaktion, wurde das Atom oxidiert. Sinkt sie, wurde es reduziert. Ändert sich keine, ist es keine Redoxreaktion.

MerkeOxidationszahl steigt: Oxidation. Oxidationszahl sinkt: Reduktion.

Redoxgleichungen aufstellen

Oxidationszahlen bestimmen.
Oxidation als Teilgleichung, Elektronen rechts.
Reduktion als Teilgleichung, Elektronen links.
In Lösung jede Teilgleichung ausgleichen: Ladung sauer mit $H^{+}$ , basisch mit $O H^{-}$ , dann H und O mit Wasser.
Mit dem kgV auf gleich viele Elektronen bringen.
Addieren, die Elektronen fallen weg.

Beispiel mit kgV 6:

2 Al + 3 C u^{2 +} \to 2 A l^{3 +} + 3 Cu

MerkeAbgegebene Elektronen = aufgenommene Elektronen.

Redox im Alltag

Beim Rosten wird Eisen oxidiert und Sauerstoff reduziert. Ohne Wasser rostet Eisen kaum, Streusalz beschleunigt es.

Jede Verbrennung ist eine Redoxreaktion, auch die Zellatmung, bei der dein Körper Traubenzucker oxidiert.

Im Hochofen wird Eisenoxid zu Eisen reduziert: $F e_{2} O_{3} + 3 CO \to 2 Fe + 3 C O_{2}$ . In jeder Batterie fliessen die Elektronen einer Redoxreaktion durch den Draht.

Redoxreaktion und Oxidationszahlen: Übersicht mit Vom Sauerstoff zum Elektron; Oxidationsmittel und Reduktionsmittel; Regeln für Oxidationszahlen; Oxidationszahlen bestimmen; Redoxgleichungen aufstellen. — Redoxreaktion und Oxidationszahlen auf einen Blick: die wichtigsten Regeln.

Häufige Fehler

✕Eine Oxidation braucht immer Sauerstoff.
✓Oxidation heisst Abgabe von Elektronen. Bei $2 Na + C l_{2} \to 2 NaCl$ wird Natrium oxidiert, obwohl kein Sauerstoff beteiligt ist.
✕Das Oxidationsmittel wird oxidiert.
✓Das Oxidationsmittel oxidiert den Partner und wird dabei selbst reduziert: Es nimmt die Elektronen auf.
✕In $F e_{2} O_{3}$ hat Eisen die Oxidationszahl +VI, weil die zwei Fe-Atome zusammen +6 ausgleichen.
✓Die Oxidationszahl gilt pro Atom. Zusammen haben die zwei Fe-Atome +6, jedes einzelne also +III.
✕In Wasserstoffperoxid $H_{2} O_{2}$ hat Sauerstoff wie immer −II.
✓In Peroxiden hat Sauerstoff −I. Mit −II wäre die Summe 2·(+1)+2·(−2)=−2 statt 0.

Begriffe zum Nachschlagen

Redoxreaktion: Reaktion, bei der Elektronen übertragen werden: Oxidation und Reduktion gleichzeitig.
Oxidation: Abgabe von Elektronen. Die Oxidationszahl steigt.
Reduktion: Aufnahme von Elektronen. Die Oxidationszahl sinkt.
Oxidationszahl: Gedachte Ladung eines Atoms, wenn alle Bindungselektronen dem Partner mit der höheren Elektronegativität gehören. Geschrieben als römische Zahl mit Vorzeichen, etwa +III.
Oxidationsmittel: Teilchen, das Elektronen aufnimmt und dabei selbst reduziert wird, zum Beispiel O₂ oder Cl₂.
Reduktionsmittel: Teilchen, das Elektronen abgibt und dabei selbst oxidiert wird, zum Beispiel ein unedles Metall wie Zink.
Teilgleichung: Halbe Redoxgleichung, die nur die Oxidation oder nur die Reduktion mit den Elektronen zeigt.

Noch unsicher? Zuerst lernen:Chemische Reaktion und Reaktionsgleichung Ionen und Ionenbindung

So geht's

Beispiele Schritt für Schritt

Beispiel 1Oxidationszahlen von Kohlenstoff

Bestimme die Oxidationszahl von Kohlenstoff in Methan $C H_{4}$ , Kohlenstoffmonoxid $CO$ und Kohlenstoffdioxid $C O_{2}$ .

Lösung Schritt für Schritt

In $C H_{4}$ hat jedes H-Atom +I. Die Summe muss 0 sein:x+4·(+1)=0 ⇒ x=−4
In $CO$ hat Sauerstoff −II:x+(−2)=0 ⇒ x=+2
In $C O_{2}$ haben die zwei O-Atome zusammen −4:x+2·(−2)=0 ⇒ x=+4
Verbrennt Methan zu Kohlenstoffdioxid, steigt die Oxidationszahl des Kohlenstoffs von −IV auf +IV: Der Kohlenstoff wird oxidiert.

Kohlenstoff hat in $C H_{4}$ −IV, in $CO$ +II und in $C O_{2}$ +IV.

Beispiel 2Das rostige Velo

Ein Jugendlicher betrachtet im Frühling vor einem Haus in einer Bergstadt sein Velo mit rostiger Kette, am Strassenrand liegen letzte Schneereste.

Ein Velo steht den ganzen Winter draussen in Chur. Im Frühling ist die Kette rostig. Vereinfacht reagiert Eisen mit Sauerstoff zu Eisen(III)-oxid:

Fe + O_{2} \to F e_{2} O_{3}

Bestimme, was oxidiert und was reduziert wird, und gleiche die Gleichung mit Teilgleichungen aus.

Lösung Schritt für Schritt

Oxidationszahlen: Eisen geht von 0 auf +III, Sauerstoff von 0 auf −II. Eisen wird oxidiert, Sauerstoff reduziert.
Oxidation: Jedes Eisen-Atom gibt 3 Elektronen ab. $Fe \to F e^{3 +} + 3 e^{-}$
Reduktion: Ein Sauerstoff-Molekül nimmt 4 Elektronen auf. $O_{2} + 4 e^{-} \to 2 O^{2 -}$
Das kgV von 3 und 4 ist 12. Die Oxidation mal 4, die Reduktion mal 3: $4 Fe \to 4 F e^{3 +} + 12 e^{-} 3 O_{2} + 12 e^{-} \to 6 O^{2 -}$
Addieren, die Elektronen fallen weg. 4 Eisen-Ionen und 6 Oxid-Ionen ergeben 2 Formeleinheiten $F e_{2} O_{3}$ : $4 Fe + 3 O_{2} \to 2 F e_{2} O_{3}$

Eisen wird oxidiert (Reduktionsmittel), Sauerstoff reduziert (Oxidationsmittel): $4 Fe + 3 O_{2} \to 2 F e_{2} O_{3}$ . Echter Rost bildet sich nur mit Wasser; Streusalz beschleunigt ihn.

Beispiel 3Schienen schweissen mit Thermit

Gleisarbeiter in orangen Warnkleidern stehen nachts an einer Bahnstrecke, aus einem Tiegel über der Schiene leuchtet glühend helles Metall und Funken sprühen.

Bei Olten verbindet ein Gleisbautrupp nachts zwei Schienen. In einem Tiegel über der Lücke reagieren Aluminiumpulver und Eisenoxid so heftig, dass flüssiges Eisen entsteht und in die Lücke fliesst:

F e_{2} O_{3} + 2 Al \to 2 Fe + A l_{2} O_{3}

Welcher Stoff ist das Oxidationsmittel, welcher das Reduktionsmittel? Wie viele Elektronen werden in dieser Gleichung übertragen?

Lösung Schritt für Schritt

Oxidationszahlen: Eisen geht von +III auf 0, Aluminium von 0 auf +III. Sauerstoff bleibt bei −II.
Oxidation: Die zwei Aluminium-Atome geben je 3 Elektronen ab. $2 Al \to 2 A l^{3 +} + 6 e^{-}$
Reduktion: Die zwei Eisen-Ionen aus dem Eisenoxid nehmen je 3 Elektronen auf. $2 F e^{3 +} + 6 e^{-} \to 2 Fe$
Aluminium gibt die Elektronen ab, es ist das Reduktionsmittel. Eisenoxid nimmt sie auf, es ist das Oxidationsmittel.

Eisenoxid ist das Oxidationsmittel, Aluminium das Reduktionsmittel. In der Gleichung werden 6 Elektronen übertragen.

Beispiel 4Permanganat in saurer Lösung

Violette Kaliumpermanganat-Lösung wird in saurer Lösung von Eisen(II)-Ionen entfärbt. Dabei entstehen $M n^{2 +}$ und $F e^{3 +}$ . Stelle die Redoxgleichung auf.

Lösung Schritt für Schritt

Oxidationszahlen: Mangan geht von +VII auf +II und nimmt 5 Elektronen auf. Eisen geht von +II auf +III und gibt 1 Elektron ab.
Oxidation: $F e^{2 +} \to F e^{3 +} + e^{-}$
Reduktion, zuerst nur mit den Elektronen. Links steht die Ladung −6, rechts +2: $Mn O_{4}^{-} + 5 e^{-} \to M n^{2 +}$
In saurer Lösung gleichst du die Ladung mit 8 $H^{+}$ links aus, die 4 O-Atome werden zu 4 Wasser: $Mn O_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} \to M n^{2 +} + 4 H_{2} O$
Die Oxidation mal 5, dann addieren: $Mn O_{4}^{-} + 5 F e^{2 +} + 8 H^{+} \to M n^{2 +} + 5 F e^{3 +} + 4 H_{2} O$
Kontrolle der Ladung: links −1+10+8=+17, rechts +2+15=+17. Es stimmt.

$Mn O_{4}^{-} + 5 F e^{2 +} + 8 H^{+} \to M n^{2 +} + 5 F e^{3 +} + 4 H_{2} O$

Jetzt du

Übungen mit Lösungen

Fang beim Einstieg an. Klapp die Lösung erst auf, wenn du selbst gerechnet hast. Steckst du fest, gibt Fox dir einen Tipp.

Einstieg5Üben5Knacknüsse4

1
Welche Oxidationszahl hat Sauerstoff im Sauerstoffgas $O_{2}$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: 0
1. $O_{2}$ ist ein Element: Beide Atome sind gleich.
2. Atome in Elementen haben die Oxidationszahl 0.
2
Gib die Oxidationszahlen in Natriumchlorid $NaCl$ an.
Lösung zeigen
Ergebnis: Na: +I, Cl: −I
1. NaCl besteht aus den Ionen $N a^{+}$ und $C l^{-}$ .
2. Einatomige Ionen haben ihre Ladung als Oxidationszahl: Na +I, Cl −I.
3
Ist $Mg \to M g^{2 +} + 2 e^{-}$ eine Oxidation oder eine Reduktion?
Lösung zeigen
Ergebnis: eine Oxidation
1. Magnesium gibt 2 Elektronen ab.
2. Abgabe von Elektronen ist eine Oxidation; die Oxidationszahl steigt von 0 auf +II.
4
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in Ammoniak $N H_{3}$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: −III
1. Die drei H-Atome haben zusammen 3·(+1)=+3.
2. Die Summe muss 0 sein, also hat N −3, geschrieben −III.
5
Welche Oxidationszahl hat Eisen in Eisen(III)-chlorid $FeC l_{3}$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: +III
1. Die drei Cl-Atome haben zusammen 3·(−1)=−3.
2. Die Summe muss 0 sein, also hat Fe +III. Die römische Zahl im Namen sagt es auch.

6
Welche Oxidationszahl hat Stickstoff in Salpetersäure $HN O_{3}$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: +V
1. H: +1, drei O: 3·(−2)=−6.
2. +1+x−6=0, also x=+5, geschrieben +V.
7
Welche Oxidationszahl hat Mangan in Kaliumpermanganat $KMn O_{4}$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: +VII
1. K ist ein Alkalimetall: +1. Vier O: 4·(−2)=−8.
2. +1+x−8=0, also x=+7, geschrieben +VII.
8
Ist die $HCl + NaOH \to NaCl + H_{2} O$ eine Redoxreaktion? Begründe.
Lösung zeigen
Ergebnis: Nein, keine Oxidationszahl ändert sich.
1. Links: H +I, Cl −I, Na +I, O −II, H +I.
2. Rechts: Na +I, Cl −I, H +I, O −II.
3. Keine Oxidationszahl steigt oder sinkt, also werden keine Elektronen übertragen.
9
Ein Kupferdraht in Silbernitrat-Lösung überzieht sich mit Silber: $Cu + 2 A g^{+} \to C u^{2 +} + 2 Ag$ . Was wird oxidiert, was ist das Oxidationsmittel?
Lösung zeigen
Ergebnis: Kupfer wird oxidiert, das Oxidationsmittel ist $A g^{+}$ .
1. Cu geht von 0 auf +II: Es gibt 2 Elektronen ab und wird oxidiert.
2. Ag geht von +I auf 0: $A g^{+}$ nimmt die Elektronen auf.
3. Wer Elektronen aufnimmt, ist das Oxidationsmittel: $A g^{+}$ .
10
Aluminium verbrennt zu Aluminiumoxid: $Al + O_{2} \to A l_{2} O_{3}$ . Gleiche die Gleichung mit Teilgleichungen aus.
Lösung zeigen
Ergebnis: $4 Al + 3 O_{2} \to 2 A l_{2} O_{3}$
1. Oxidation: $Al \to A l^{3 +} + 3 e^{-}$ . Reduktion: $O_{2} + 4 e^{-} \to 2 O^{2 -}$ .
2. kgV von 3 und 4 ist 12: Oxidation mal 4, Reduktion mal 3.
3. $4 Al + 3 O_{2} \to 4 A l^{3 +} + 6 O^{2 -}$ , also $2 A l_{2} O_{3}$ .

11
Welche Oxidationszahl hat Kohlenstoff im Mittel in Traubenzucker $C_{6} H_{12} O_{6}$ ?
Lösung zeigen
Ergebnis: 0
1. Zwölf H: +12. Sechs O: 6·(−2)=−12.
2. 6x+12−12=0, also x=0.
3. Das ist ein Mittelwert: Die sechs C-Atome im Molekül haben einzeln verschiedene Oxidationszahlen.
12
Dichromat wird in saurer Lösung von Eisen(II)-Ionen reduziert: Aus $C r_{2} O_{7}^{2 -}$ und $F e^{2 +}$ entstehen $C r^{3 +}$ und $F e^{3 +}$ . Stelle die Redoxgleichung auf.
Lösung zeigen
Ergebnis: $C r_{2} O_{7}^{2 -} + 6 F e^{2 +} + 14 H^{+} \to 2 C r^{3 +} + 6 F e^{3 +} + 7 H_{2} O$
1. Cr geht von +VI auf +III. Zwei Cr-Atome nehmen zusammen 6 Elektronen auf; jedes Fe gibt 1 ab.
2. Reduktion: $C r_{2} O_{7}^{2 -} + 14 H^{+} + 6 e^{-} \to 2 C r^{3 +} + 7 H_{2} O$ .
3. Oxidation mal 6: $6 F e^{2 +} \to 6 F e^{3 +} + 6 e^{-}$ , dann addieren.
4. Kontrolle: links −2+12+14=+24, rechts 6+18=+24.
13
Wasserstoffperoxid zerfällt: $2 H_{2} O_{2} \to 2 H_{2} O + O_{2}$ . Was ist an dieser Redoxreaktion besonders?
Lösung zeigen
Ergebnis: Sauerstoff wird zugleich oxidiert und reduziert (Disproportionierung).
1. In $H_{2} O_{2}$ hat O −I.
2. Im Wasser hat O −II (reduziert), im $O_{2}$ hat O 0 (oxidiert).
3. Dasselbe Element wird gleichzeitig oxidiert und reduziert. Das heisst Disproportionierung.
14
Kupfer löst sich in verdünnter Salpetersäure, dabei entstehen $C u^{2 +}$ und Stickstoffmonoxid $NO$ . Stelle die Ionengleichung auf.
Lösung zeigen
Ergebnis: $3 Cu + 2 N O_{3}^{-} + 8 H^{+} \to 3 C u^{2 +} + 2 NO + 4 H_{2} O$
1. Cu geht von 0 auf +II (gibt 2 Elektronen ab), N von +V im Nitrat auf +II im NO (nimmt 3 auf).
2. kgV von 2 und 3 ist 6: 3 Cu und 2 Nitrat.
3. Reduktion: $N O_{3}^{-} + 4 H^{+} + 3 e^{-} \to NO + 2 H_{2} O$ , mal 2.
4. Kontrolle: links −2+8=+6, rechts 3·(+2)=+6.

Hängt es beim Bestimmen der Oxidationszahlen oder beim Aufstellen von Redoxgleichungen, übt eine Lehrperson mit dir Schritt für Schritt, bis du jede Teilgleichung sicher schreibst. Chemie-Nachhilfe fürs Gymnasium

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Trainer: Redoxreaktion und Oxidationszahlen

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Immer neue Fragen zu Redoxreaktionen zum Anklicken, jede mit kurzer Erklärung. Stufe 1 übt die Begriffe und Grundregeln, Stufe 2 das Bestimmen von Oxidationszahlen, Stufe 3 das Analysieren ganzer Redoxreaktionen.

Welche Oxidationszahl hat Fluor in Verbindungen?

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Einordnung

Typische Klasse: 2. Jahr Gymnasium - 3. Jahr Gymnasium
Stufe: Gymnasium
Fach: Chemie

Am Gymnasium meist im 2. oder 3. Jahr, nach Ionen, Reaktionsgleichungen und dem Mol. Danach folgen Spannungsreihe, Batterien und Elektrolyse.

Gut zu wissen

Häufige Fragen

Was ist der Unterschied zwischen Oxidation und Reduktion?

Bei der Oxidation gibt ein Teilchen Elektronen ab, seine Oxidationszahl steigt. Bei der Reduktion nimmt ein Teilchen Elektronen auf, seine Oxidationszahl sinkt. Beides passiert in einer Redoxreaktion gleichzeitig.

Warum gibt es keine Oxidation ohne Reduktion?

Elektronen gehen nicht verloren. Was ein Teilchen abgibt, muss ein anderes aufnehmen. Darum schreibt man Oxidation und Reduktion zwar als zwei Teilgleichungen, sie laufen aber immer zusammen ab.

Schreibt man Oxidationszahlen römisch oder arabisch?

Meist römisch mit Vorzeichen über dem Symbol, etwa +VI. Manche Lehrmittel schreiben arabisch, also +6. Bei Ionenladungen steht das Vorzeichen hinter der Zahl, etwa $F e^{3 +}$ , damit man beides nicht verwechselt.

Wie erkenne ich, ob eine Reaktion eine Redoxreaktion ist?

Bestimme die Oxidationszahlen aller Atome vor und nach der Reaktion. Ändert sich mindestens eine, ist es eine Redoxreaktion. Ändert sich keine, wie bei einer Neutralisation, werden keine Elektronen übertragen.