Grundlagen der Redoxreaktion

Das Donator-Akzeptor-Prinzip

Elektronen wandern immer von einem Partner zum anderen, um die stabile Oktettregel zu erfüllen.

• Oxidation: Die Abgabe von Elektronen durch einen Elektronendonator (Reduktionsmittel).
• Reduktion: Die Aufnahme von Elektronen durch einen Elektronenakzeptor (Oxidationsmittel).
• Redoxpaar: Besteht immer aus einer reduzierten und einer oxidierten Form (z. B. $Fe/Fe^{2+}$).

💡 Tipp: Ein Reduktionsmittel reduziert den Partner, wird dabei aber selbst oxidiert.

Redoxgleichungen aufstellen

Teilgleichungen & Ladungsausgleich

Für den Stoff- und Ladungsausgleich gehst du schrittweise vor.

• Milieu: Im sauren Milieu gleichst du mit $H_3O^+$ und $H_2O$ aus, im alkalischen mit $OH^-$ und $H_2O$.
• Elektronen: Multipliziere die Teilgleichungen so, dass die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen gleich ist.

Beispiel: Oxidation von $SO_3^{2-}$ im Sauren: $SO_3^{2-} + 3\ H_2O \rightarrow SO_4^{2-} + 2\ e^- + 2\ H_3O^+$

💡 Tipp: Kürze am Ende identische Teilchen, die auf beiden Seiten der Gesamtreaktion stehen.

Oxidationszahlen bestimmen

Die wichtigsten Regeln

Oxidationszahlen zeigen dir die fiktiven Ladungen von Atomen in Molekülen.

• Elemente: Haben immer die Oxidationszahl $0$ (z. B. $Na$).
• Wasserstoff & Sauerstoff: Wasserstoff hat meist $+I$, Sauerstoff meist $-II$.
• Summe: Die Summe aller Oxidationszahlen entspricht der Ladung des Teilchens.

Beispiel: Bestimmung für $MnO_4^-$: $O$ ist $-II \rightarrow 4 \cdot (-II) = -VIII$. Da die Gesamtladung $-1$ ist, muss $Mn = +VII$ sein.

💡 Tipp: Erhöht sich die Oxidationszahl im Reaktionsverlauf, handelt es sich um eine Oxidation.