Redoxreaktionen

Oxidation und Reduktion gehören zusammen: Ein Teilchen gibt Elektronen ab, ein anderes nimmt sie auf. Im Elektronenmodell ist Oxidation die Elektronenabgabe und Reduktion die Elektronenaufnahme. Auch Reaktionen ohne Sauerstoff können deshalb Redoxreaktionen sein.

Die Einheiten verbinden das ältere Sauerstoffmodell mit Elektronenübertragung, Oxidationszahlen und der Redoxreihe. Danach kannst du Anwendungen wie Metallverdrängung, Elektrolyse, Batterien und Brennstoffzellen einordnen.

Beispiel: Zink und Kupferionen

Zink gibt zwei Elektronen ab: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻. Kupfer(II)-Ionen nehmen sie auf: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Zusammen ergibt sich Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu. Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen stimmt überein. Das Zink wird oxidiert; die Kupferionen werden reduziert.

Die Rollen richtig benennen

Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert. Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert. Oxidationszahlen sind formale Zuordnungen; sie sind nicht bei jedem Atom reale Ionenladungen. Prüfe in Aufgaben deshalb sowohl die Änderung der Oxidationszahlen als auch die Ladungsbilanz. Bei einer Elektrolyse treibt elektrische Energie die Reaktion an; eine Batterie liefert elektrische Energie durch eine Reaktion.