Hast Du Dich auch schon mal gefragt, wie Batterien oder Handy-Akkus funktionieren? Oder wieso man Handy-Akkus wieder aufladen kann, während Batterien nur einmal verwendet werden können? Grund dafür sind Redoxreaktionen.

Die Redoxreaktion und ihre Bestandteile

Eine Redoxreaktion ist eine Elektronenübertragungsreaktion. Der Name kommt hierbei von den beiden Teilreaktionen, in die man die Red-ox-reaktion einteilen kann: Oxidation und Reduktion. Beide Teilreaktionen laufen gleichzeitig ab.

Redoxreaktion – Oxidation

Ursprünglich wurde der Begriff "Oxidation" von Antoine Laurent de Lavoisier beeinflusst. Er benutzte den Begriff für die Oxidbildung, also die Verbindung eines Elements oder eines Moleküls mit elementarem Sauerstoff. Später wurde neben der Oxidbildung auch die Dehydrierung als Oxidation bezeichnet. Als Dehydrierung wird der Enzug von Wasserstoffatomen eines Moleküls bezeichnet. Mittlerweile wurde der Begriff durch weitere chemische Erkenntnisse (wie beispielsweise das Bohrsche Atommodell und die Ionentheorie) verallgemeinert.

Redoxreaktion – Reduktion

Die Reduktion galt früher als Umkehrung der Oxidation, also zu dieser Zeit eine Umkehrung der Oxidbildung. Reduktion kommt vom lateinischen Wort reductio und bedeutet so viel wie "Zurückführung".

Oxidationsmittel

Bei einer Redoxreaktion wird das Oxidationsmittel reduziert, während es einen anderen Stoff oxidiert. Oxidationsmittel nehmen bei der Reduktion Elektronen auf, weswegen sie auch Elektronenakzeptoren genannt werden.

Als starke Oxidationsmittel werden die Elemente der Hauptgruppe der Chalkogene (6. Hauptgruppe) und der Halogene (7. Hauptgruppe) bezeichnet. Dazu gehören zum Beispiel das Chalkogen Sauerstoff (O) und die Halogene Fluor (F) und Chlor (Cl).

Reduktionsmittel

Das Reduktionsmittel wird bei der Redoxreaktion oxidiert, während es das Oxidationsmittel reduziert. Reduktionsmittel geben bei der Oxidation Elektronen ab, weswegen sie auch Elektronendonatoren genannt werden.

Dazu gehören vor allem Alkalimetalle und Erdalkalimetalle, also chemische Elemente der 1. und 2. Hauptgruppe. Neben Natrium (1. Hauptgruppe) oder Magnesium (2. Hauptgruppe) zählen aber auch andere unedle Metalle wie Aluminium und Zink zu den guten Reduktionsmitteln.

Redoxreaktion

Zusammengefasst ergeben die Oxidation und die Reduktion folgende Gesamtgleichung:

$\mathrm{A}+\mathrm{B}+{\mathrm{e}}^{-}\to {\mathrm{A}}^{+}+{\mathrm{B}}^{-}+{\mathrm{e}}^{-}$

Da auf beiden Seiten ein Elektron steht, kann man dies aus der Gleichung kürzen und erhält somit:

$\mathrm{A}+\mathrm{B}\to {\mathrm{A}}^{+}+{\mathrm{B}}^{-}$

Redoxreaktion – Oxidationszahlen

Anhand der Oxidationszahlen kannst Du eine Redoxgleichung in ihre Teilgleichungen (Reduktion und Oxidation) einteilen.

Oxidationszahlen werden in Reaktionsgleichungen als römische Ziffern über das Elementsymbol geschrieben.

Redoxreaktion – Reaktionsgleichungen aufstellen

Um eine Reaktionsgleichung einer Redoxreaktion aufzustellen, kannst Du immer nach demselben Prinzip vorgehen. Dazu sind folgende Schritte notwendig:

1. Bestimmung aller Oxidationszahlen
2. Einteilung der Teilreaktionen in Oxidation und Reduktion
3. Abgegebene und aufgenommene Elektronen den Teilreaktionen hinzufügen
4. Ladungsausgleich mithilfe von Hydroxidionen (OH^-) im alkalischen Milieu oder Oxoniumionen (H₃O⁺) im neutralen oder sauren Milieu
5. Stoffausgleich mithilfe von Wassermoleküle (aufgrund von Schritt 4)
6. Ausgleich der Elektronen
7. Zusammenfügen der Teilgleichungen und Kürzen der Gesamtgleichung

Redoxreaktion aufstellen – Beispiel

${\mathrm{KClO}}_3+\mathrm{S}\to \mathrm{KCl}+{\mathrm{SO}}_2$

Diese Reaktionsgleichung beschreibt eine Redoxreaktion, die während dem Zünden eines Feuerwerks stattfindet: Kaliumchlorat (KClO₃) reagiert mit Schwefel (S) zu Kaliumchlorid (KCl) und Schwefeldioxid (SO₂).

Man geht wie oben erklärt vor und startet mit der Bestimmung der Oxidationszahlen.

1. Schritt: Bestimmung aller Oxidationszahlen

$$\begin{gathered} +\mathrm{I}+\mathrm{V}-\mathrm{II}0+\mathrm{I}-\mathrm{I}+\mathrm{IV}-\mathrm{II} \\ 2\mathrm{K}\mathrm{Cl}{\mathrm{O}}_3+3\mathrm{S}\to 2\hspace{0.17em}\mathrm{K}\mathrm{Cl}+3\mathrm{S}{\mathrm{O}}_2 \end{gathered}$$

Du beginnst zunächst mit der Bestimmung der einfachsten Oxidationszahlen:

• Schwefel kommt auf der Eduktseite (linke Seite) der Reaktionsgleichung als Element vor, daher besitzt es die Oxidationszahl 0.
• Da Sauerstoff weder in Verbindung mit Fluor noch als Peroxid vorkommt, besitzt jedes Sauerstoffatom in der gesamten Reaktionsgleichung die Oxidationszahl -II.
• Kalium steht im Periodensystem in der 1. Hauptgruppe, gehört also zu den Alkalimetallen. Daher hat Kalium in der gesamten Reaktionsgleichung die Oxidationszahl +I.
• Da Kaliumchlorat (KClO₃) als neutrales Molekül eine Summe aller Oxidationszahlen von 0 besitzen muss, kann man sich die Oxidationszahl von Chlor errechnen. Ein Kaliumchlorat-Molekül besteht aus einem Kaliumatom, einem Chloratom und drei Sauerstoffatomen. Daraus kann man folgende Gleichung formen:

$$\begin{gathered} 0=1\times (+1)+1\times \mathrm{x}+3\times (-2) \\ \mathrm{x}=5 \end{gathered}$$

• Man erhält also eine Oxidationszahl für Chlor von +V.
• Genauso geht man auch beim Kaliumchlorid (KCl) vor:

$$\begin{gathered} 0\hspace{0.17em}=1\times 1+1\times \mathrm{x} \\ \mathrm{x}=-1 \end{gathered}$$

• Chlor hat hier also, anders als beim Kaliumchlorat die Oxidationszahl -I.
• Jetzt muss noch die Oxidationszahl von Schwefel beim Schwefeldioxid (SO₂) berechnet werden:

$$\begin{gathered} 0\hspace{0.17em}=1\times \mathrm{x}+2\times (-2) \\ \mathrm{x}=4 \end{gathered}$$

• Die Oxidationszahl für Schwefel im Schwefeldioxid beträgt also +IV.

2. Schritt: Einteilung der Teilreaktionen in Oxidation und Reduktion

Während sich die Oxidationszahlen von Sauerstoff und Kalium nicht ändern, erhöht sich die Oxidationszahl von Schwefel. Auf der linken Seite der Reaktionsgleichung besitzt er eine Oxidationszahl von 0 und auf der rechten Seite eine Oxidationszahl von +IV. Das heißt, Schwefel wird oxidiert. Chlor hingegen besitzt auf der linken Seite der Reaktionsgleichung eine Oxidationszahl von +V, während es auf der rechten Seite nur noch eine Oxidationszahl von -I hat. Chlor wird also reduziert.

$$\begin{gathered} \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012943"\; data-summary-id="20611554"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/oxidation/">Oxidation</a>}:\mathrm{S}\to {\mathrm{SO}}_2 \\ \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012944"\; data-summary-id="20697320"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/reduktion/">Reduktion</a>}:{\mathrm{KClO}}_3\to \hspace{0.17em}\mathrm{KCl} \end{gathered}$$

3. Schritt: Abgegebene und aufgenommene Elektronen den Teilreaktionen hinzufügen

Jetzt fügt man die Differenz der Oxidationszahlen als aufgenommene oder abgegebene Elektronen den Teilgleichungen hinzu:

$$\begin{gathered} \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012943"\; data-summary-id="20611554"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/oxidation/">Oxidation</a>}:\mathrm{S}\to {\mathrm{SO}}_2+4{\mathrm{e}}^{-} \\ \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012944"\; data-summary-id="20697320"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/reduktion/">Reduktion</a>}:{\mathrm{KClO}}_3+6{\mathrm{e}}^{-}\to \hspace{0.17em}\mathrm{KCl} \end{gathered}$$

4. Schritt: Ladungsausgleich

Zum Ladungsausgleich verwendet man hier Oxoniumionen (H₃O⁺). Da bei der Oxidation vier negativ geladenen Elektronen stehen, fügen wir dort noch vier positiv geladene Oxoniumionen zum Ladungsausgleich hinzu. Bei der Reduktion stehen auf der linken Seite der Reaktionsgleichung sechs Elektronen, sodass wir dort noch sechs Oxoniumionen hinzufügen.

$$\begin{gathered} \mathrm{Oxidation}:\mathrm{S}\to {\mathrm{SO}}_2+4{\mathrm{e}}^{-}+4{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+} \\ \mathrm{Reduktion}:{\mathrm{KClO}}_3+6{\mathrm{e}}^{-}+6{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\to \hspace{0.17em}\mathrm{KCl} \end{gathered}$$

5. Schritt: Stoffausgleich

Beim Stoffausgleich geht es darum, die Teilgleichungen durch Wassermoleküle zu ergänzen, sodass die Anzahl an Wasser- und Sauerstoffatome wieder ausgeglichen ist.

Bei der Oxidation sind auf der rechten Seite zwölf Wasserstoffatome und sechs Sauerstoffatome. Auf der linken Seite befinden sich keine Wasserstoffatome und auch keine Sauerstoffatome. Man ergänzt diese Seite also noch mit sechs Wassermolekülen (H₂0), sodass man auf dieser Seite wieder insgesamt achtzehn Wasserstoffatome und neun Sauerstoffatome erhält.

Bei der Reduktion kannst du nach demselben Prinzip vorgehen. Die rechte Seite wird mit neun Wassermolekülen (H₂O) ergänzt, sodass man auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung achtzehn Wasserstoffatome und neuen Sauerstoffatome erhält.

$$\begin{gathered} \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012943"\; data-summary-id="20611554"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/oxidation/">Oxidation</a>}:6{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+\mathrm{S}\to {\mathrm{SO}}_2+4{\mathrm{e}}^{-}+4{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+} \\ \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012944"\; data-summary-id="20697320"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/reduktion/">Reduktion</a>}:{\mathrm{KClO}}_3+6{\mathrm{e}}^{-}+6{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\to \hspace{0.17em}\mathrm{KCl}+9{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \end{gathered}$$

6. Schritt: Ausgleich der Elektronen

Nun muss man beide Teilgleichungen so ergänzen, dass beide dieselbe Anzahl an Elektronen besitzen.

$$\begin{gathered} \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012943"\; data-summary-id="20611554"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/oxidation/">Oxidation</a>}:6{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+\mathrm{S}\to {\mathrm{SO}}_2+4{\mathrm{e}}^{-}+4{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\overline{)\times 3} \\ \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012944"\; data-summary-id="20697320"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/reduktion/">Reduktion</a>}:{\mathrm{KClO}}_3+6{\mathrm{e}}^{-}+6{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\to \hspace{0.17em}\mathrm{KCl}+9{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\overline{)\times 2} \\ \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012943"\; data-summary-id="20611554"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/oxidation/">Oxidation</a>}:18{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+3\mathrm{S}\to 3{\mathrm{SO}}_2+12{\mathrm{e}}^{-}+12{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+} \\ \mathrm{<a\; data-studyset-id="3012944"\; data-summary-id="20697320"\; href="/schule/chemie/anorganische-chemie/reduktion/">Reduktion</a>}:2{\mathrm{KClO}}_3+12{\mathrm{e}}^{-}+12{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\to 2\hspace{0.17em}\mathrm{KCl}+18{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \end{gathered}$$

7. Schritt: Zusammenfügen der Teilgleichungen und Kürzen der Gesamtgleichung

Jetzt kannst du die beiden Teilgleichungen zusammenfügen.

$18{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+3\mathrm{S}+2{\mathrm{KClO}}_3+12{\mathrm{e}}^{-}+12{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}\to 3{\mathrm{SO}}_2+12{\mathrm{e}}^{-}+12{\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+2\hspace{0.17em}\mathrm{KCl}+18{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Anschließend kürzt du die Moleküle aus der Gleichung, die auf beiden Seiten in derselben Anzahl vorkommen.

Redoxreaktion – Beispiele

Elektrolyse

Als Elektrolyse bezeichnet man in der Chemie den Prozess, bei dem eine Redoxreaktion durch elektrischen Strom erzwungen wird. Elektrolysen werden zum Beispiel dazu verwendet, Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff zu spalten. Außerdem werden Elektrolysen eingesetzt, um Metalle wie zum Beispiel Aluminium zu gewinnen.

Im Prinzip ist die Elektrolyse die Umkehrung der Vorgänge einer Batterie. Anstatt chemische Energie in elektrische zu verwandeln, passiert bei der Elektrolyse genau das Gegenteil: Elektrischer Strom wird in chemische Energie umgewandelt.

Bei der Elektrolyse wird eine Spannung an die beiden Elektroden der Elektrolysezelle angelegt. Die Elektroden, Anode (= Pluspol) und Kathode (=Minuspol), sind in eine Ionenlösung, auch Elektrolytlösung genannt, getaucht. Durch die angelegte Spannung fließen Elektronen zur Kathode, die mit dem Pluspol verbunden ist. Es bildet sich ein Elektronenüberschuss, daher fungiert die Kathode bei der Elektrolyse als Minuspol.

An der Anode wiederum, der Elektrode, die mit dem Minuspol verbunden ist, entsteht ein Elektronenmangel. Aufgrund des Elektronenüberschusses an der Kathode werden positive Ionen, sogenannte Kationen, angezogen. Sie nehmen die überschüssigen Elektronen an der Kathode auf. Sie werden also reduziert. Die negativ geladenen Anionen werden von der Anode angezogen und geben dort ihre Elektronen ab. Sie werden oxidiert. Dabei entspricht die Anzahl der aufgenommenen Elektronen der Kationen genau der Anzahl der Elektronen, die von den Anionen am Pluspol abgegeben werden.

Beispiele

• Elektrolyse von Wasser (Zerlegung in elementaren Sauerstoff (O₂) und Wasserstoff (H₂))
• Elektrolyse von Zinkiodid (Zerlegung in elementares Zink und Iod)
• Aufladen eines Akkus

Elektroden, die gerne Elektronen abgeben, also ein negatives Standardelektrodenpotential besitzen, werden als unedel bezeichnet. Das heißt, unedle Stoffe werden oxidiert. Sie sind also starke Reduktionsmittel. Unedle Elektroden sind zum Beispiel Eisen mit einem Standardelektrodenpotential von -0,41 Volt, oder Zink mit -0,76 Volt. Dahingegen nennt man Elektroden mit positivem Standardelektrodenpotential edel. Edle Elektroden, wie Kupfer (+0,34 Volt) und Silber (+0,8 Volt), nehmen Elektronen gerne auf, werden also reduziert. Edle Stoffe sind starke Oxidationsmittel.

Galvanische Zelle

Im Alltag bezeichnen wir die Galvanische Zelle meist als Batterie. Der wesentliche Unterschied zur Elektrolyse: Der Vorgang der Umwandlung passiert bei der Galvanischen Zelle im Gegensatz zur Elektrolyse 'freiwillig'.

Bei der Galvanischen Zelle gehen viele Kationen des unedleren Stoffs der beiden Elektroden in Lösung. Dadurch besitzt diese Elektrode einen großen Elektronenüberschuss. Von der edleren Elektrode lösen sich nur wenige Kationen ab, sie ist also nicht so negativ geladen. Somit entsteht eine Spannungsdifferenz zwischen den beiden Elektroden.

Da beide Elektroden leitend miteinander verbunden sind, werden die negativ geladenen Elektronen von der positiveren Elektrode angezogen. Die Kationen dieser Elektrode nehmen diese Elektronen auf und lagern sich an der Elektrode ab. Das heißt, die Kationen des edleren Stoffs werden reduziert, während der Stoff der unedleren Elektrode oxidiert wird.

Beispiele

• Batterien
• Entladen eines Akkus