Magnesium verbrennt mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid, einem Salz aus $\mathrm{Mg^{2+}}$- und $\mathrm{O^{2-}}$-Ionen. Dabei gibt jedes Magnesiumatom zwei Elektronen ab, und jedes Sauerstoffatom nimmt zwei auf. Man schreibt beide Vorgänge getrennt als Teilgleichungen:

Die Oxidation ist die Abgabe von Elektronen. Die Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen. Beide Vorgänge laufen immer gleichzeitig, denn abgegebene Elektronen müssen von einem anderen Teilchen aufgenommen werden. Eine Reaktion mit diesem Elektronenübergang heißt Redoxreaktion (Kurzwort aus Reduktion und Oxidation).

Die Reaktion mit Sauerstoff, die du kennst, ist nur ein Sonderfall. Auch Natrium brennt in Chlor: $2\,\mathrm{Na} + \mathrm{Cl_2} \rightarrow 2\,\mathrm{NaCl}$. Natrium gibt Elektronen ab (Oxidation), Chlor nimmt sie auf (Reduktion), Sauerstoff kommt nicht vor.

Das Teilchen, das Elektronen abgibt, ist der Elektronendonator. Man nennt es auch Reduktionsmittel, denn es reduziert seinen Partner, und es wird dabei selbst oxidiert. Das Teilchen, das Elektronen aufnimmt, ist der Elektronenakzeptor oder das Oxidationsmittel. Es oxidiert seinen Partner und wird selbst reduziert. Das ist das Donator-Akzeptor-Prinzip. Du kennst es von den Säuren und Basen, nur wandern dort Protonen statt Elektronen.

Ein Teilchen und das Teilchen, das nach der Elektronenabgabe entsteht, bilden ein konjugiertes Redoxpaar, zum Beispiel $\mathrm{Mg / Mg^{2+}}$. Allgemein gilt, mit der reduzierten Form Red und der oxidierten Form Ox:

Nicht jedes Metall gibt gleich leicht Elektronen ab. Ordnet man Metalle danach, erhält man die Redoxreihe der Metalle. Oben stehen die unedlen Metalle, die leicht Elektronen abgeben, unten die edlen.

Regel: Ein Metall gibt seine Elektronen an die Ionen aller Metalle ab, die in der Reihe unter ihm stehen. Je weiter oben ein Metall steht, desto stärker ist es als Reduktionsmittel. Je weiter unten ein Metall-Ion steht, desto stärker ist es als Oxidationsmittel. Umgekehrt läuft nichts ab: Kupfer steht unter Eisen, deshalb reagiert Kupfer nicht mit Eisensulfat-Lösung.

So gehst du vor:

• Schreibe die Teilgleichung der Oxidation: Atom, dann Ion plus Elektronen.
• Schreibe die Teilgleichung der Reduktion: Ion plus Elektronen, dann Atom.
• Mache die Elektronenzahlen gleich. Multipliziere dazu die Teilgleichungen mit Faktoren (kleinstes gemeinsames Vielfaches).
• Addiere die Teilgleichungen. Die Elektronen heben sich weg.
• Prüfe die Atom- und die Ladungsbilanz.

Bei Atombindungen wird ein Elektron nicht ganz abgegeben, sondern nur zum elektronegativeren Partner hin verschoben. Trotzdem möchte man den Elektronenübergang verfolgen. Dafür gibt es die Oxidationszahl: Man ordnet bei jeder Bindung die Bindungselektronen gedanklich ganz dem Atom mit der größeren Elektronegativität zu. Die Ladung, die ein Atom dann hätte, ist seine Oxidationszahl. Sie ist ein Rechenmodell und nicht immer die wirkliche Ladung. Man schreibt sie mit Vorzeichen und römischer Ziffer, zum Beispiel $+\mathrm{II}$.

Regeln:

• Atome in einem Element haben die Oxidationszahl 0 ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{Fe}$).
• Ein einatomiges Ion hat seine Ionenladung als Oxidationszahl ($\mathrm{Mg^{2+}}$: $+\mathrm{II}$).
• Die Summe aller Oxidationszahlen ist die Ladung des Teilchens, bei Molekülen und Salzen also 0.
• Fluor hat $-\mathrm{I}$, Sauerstoff meist $-\mathrm{II}$, Wasserstoff meist $+\mathrm{I}$. Ausnahmen sind zum Beispiel $\mathrm{H_2O_2}$ (Sauerstoff $-\mathrm{I}$) und Metallhydride (Wasserstoff $-\mathrm{I}$).

Damit gilt: Bei einer Oxidation steigt die Oxidationszahl, bei einer Reduktion sinkt sie. Die Änderung zeigt, wie viele Elektronen beteiligt sind.