Oxidation und Reduktion: Beispiele, Übungen und Redoxreaktionen einfach erklärt

Eine Redoxreaktion ist ein chemischer Prozess, bei dem gleichzeitig eine Oxidation und eine Reduktion stattfinden. Bei diesem Vorgang werden Elektronen von einem Stoff auf einen anderen übertragen. Ein gutes Beispiel dafür ist die Reaktion von Magnesium mit Kohlenstoffdioxid, wobei Magnesium oxidiert und Kohlenstoffdioxid reduziert wird. Diese Art von Reaktionen können auch ohne Sauerstoff ablaufen, wie bei der Reaktion von Magnesium mit Stickstoff.

Ganz einfach: Bei der Oxidation gibt ein Stoff Elektronen ab, während bei der Reduktion ein Stoff Elektronen aufnimmt. Du kannst dir das mit einer Merkregel vorstellen: "ORA" - Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion ist Elektronenaufnahme. Ursprünglich bezog sich Oxidation auf Reaktionen mit Sauerstoff (wie bei der Verbrennung von Magnesium), aber heute wissen wir, dass es generell um den Elektronentransfer geht, egal ob Sauerstoff beteiligt ist oder nicht.

Oxidationszahlen helfen uns zu verstehen, wie Elektronen in Molekülen verteilt sind und ob ein Atom oxidiert oder reduziert wurde. Sie zeigen die (Teil-)Ladung eines Atoms in einer Verbindung an. Wenn ein Atom mehr Elektronen hat als im Grundzustand, bekommt es eine negative Oxidationszahl; hat es weniger, ist die Zahl positiv. Bei der Analyse von Redoxreaktionen sind Oxidationszahlen besonders wichtig, weil sie uns helfen zu erkennen, welches Atom Elektronen abgibt (Oxidation) und welches Elektronen aufnimmt (Reduktion).

Der Hauptunterschied liegt darin, dass in einer Redox-Gesamtgleichung die übertragenen Elektronen explizit berücksichtigt werden, während sie in einer normalen Reaktionsgleichung nicht auftauchen. Bei der Redox-Gesamtgleichung können außerdem Ionen vorkommen und man schreibt keine Aggregatzustände dazu. Ein Beispiel mit Lösungen ist die Reaktion von Magnesium mit Sauerstoff: Als Redox-Gesamtgleichung würde man schreiben: Mg + ½O₂ + 2e⁻ → Mg²⁺ + O²⁻ + 2e⁻, wobei die Elektronen auf beiden Seiten in gleicher Anzahl stehen müssen.