Redoxreaktion einfach erklärt – Chemie und Bedeutung

Eine Redoxreaktion liegt vor, wenn ein Stoff Elektronen abgibt (Oxidation) und ein anderer Stoff diese Elektronen aufnimmt (Reduktion). Der oxidierte Stoff ist das Reduktionsmittel, der reduzierte Stoff wird als Oxidationsmittel bezeichnet. Eine Redoxreaktion ist daran zu erkennen, dass sich die Oxidationszahl der Reaktionspartner ändert. Die Oxidationszahl ist eine fiktive oder reale Ladungszahl der an einem Molekül beteiligten Atome. Diese Größe verdeutlicht die Elektronenbewegungen bei einer Redoxreaktion. Wird ein Stoff oxidiert, steigt seine Oxidationszahl. Wird ein Stoff reduziert, sinkt seine Oxidationszahl. Als Beispiel wird hier die Redoxreaktion von Magnesium Mg und Chlor Cl zu Magnesiumchlorid MgCl2 gezeigt. Magnesium gibt zwei Elektronen ab und wird zum zweifach positiv geladenen Magnesiumion Mg²⁺. Das ist die Oxidation. Chlor, das molekular als Cl₂ vorliegt, nimmt jeweils ein Elektron auf und wird zum einfach negativ geladenen Chloridion Cl^–. Das ist die Reaktion:

Oxidation: Mg → Mg²⁺ + 2 e^–
Reduktion: Cl₂ + 2 e^– → 2 Cl^–
Redoxreaktion: Mg + Cl₂ → MgCl₂

Ähnlich verläuft die Redoxreaktion von Aluminium und Brom.

Als Beispiel für den Verlauf und das Aufstellen der Gleichungen einer Redoxreaktion soll hier die sogenannte Thermitreaktion erläutert werden. Bei dieser Redoxreaktion wird Aluminium oxidiert und Eisen, gebunden an Sauerstoff in Eisenoxid (FeO), reduziert. Die Produkte dieser Redoxreaktion sind elementares Eisen und Aluminiumoxid Al₂O₃.
Die Teilreaktionen lauten wie folgt:

Oxidation: Al → Al³⁺ + 3 e^–
Aluminium gibt bei der Oxidation drei Elektronen ab. Dieses Element steht in der dritten Hauptgruppe im Periodensystem und erreicht so die Edelgaskonfiguration.

Reduktion: Fe²⁺ + 2 e^– → Fe
Eisen kann unterschiedliche Oxidationszahlen bzw. Ladungen annehmen. Im Eisenoxid liegt es als zweifach positiv geladenes Ion vor. Sauerstoff hat in der Regel die Oxidationszahl −II, sodass Eisenoxid insgesamt neutral geladen ist.

Sollen diese Teilreaktionen zu einer Redoxreaktion zusammengefasst werden, fällt auf, dass bei der Oxidation ein Elektron mehr freigesetzt wird, als bei der Reduktion verbraucht wird. Wie bei allen chemischen Reaktionen müssen sich Ladungen, Oxidationszahlen und Stoffe auch bei einer Redoxreaktion ausgleichen. Dazu bestimmt man zunächst das kleinste gemeinsame Vielfache (kgV) der abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen. Im vorliegenden Beispiel wird das durch Erweiterung der Oxidation mit zwei und durch Erweiterung der Reduktion mit drei erreicht. Es handelt sich hier also um insgesamt sechs Elektronen, die übertragen werden.

Oxidation: 2 Al → 2 Al³⁺ + 6 e^–
Reduktion: 3 Fe²⁺ + 6 e^– → 3 Fe

Die Aluminiumionen verbinden sich mit dem Sauerstoff aus dem Eisenoxid zu Aluminiumoxid. Durch Ausgleichen der Redoxreaktion ergibt sich zusammenfassend also der folgende Reaktionsablauf:

Falls der Ladungsausgleich einer Redoxreaktion nicht so einfach gelingen sollte, können folgende Regeln helfen:

• Findet die Redoxreaktion bei einem pH-Wert im sauren oder neutralen Milieu statt, können H₃O⁺-Ionen zur Lösung der Redoxreaktion genutzt werden.
• Im basischen Bereich können OH^–-Ionen zum Ausgleich herangezogen werden.

Eine andere Redoxreaktion, an der Eisen beteiligt ist, ist die Bildung von Rost.

2 Fe + 1,5 O₂ + 3 H₂O → 2 Fe(OH)₃

Bei diesem Vorgang wird Eisen oxidiert und Sauerstoff reduziert.

Auch die Knallgasreaktion von Sauerstoff mit Wasserstoff ist eine Redoxreaktion und wird gerne als Experiment in der Schule durchgeführt. Bei dieser Redoxreaktion wird Wasser gebildet.

2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

H₂O