Eine Redoxreaktion ist eine Reaktion mit Elektronenübergang. Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme. Beides läuft immer gleichzeitig ab, denn Elektronen, die ein Teilchen abgibt, muss ein anderes aufnehmen (Donator-Akzeptor-Prinzip, wie beim Proton in Säure-Base-Reaktionen). Das Reduktionsmittel ist der Elektronendonator und wird dabei selbst oxidiert. Das Oxidationsmittel ist der Elektronenakzeptor und wird dabei selbst reduziert.

Im Nagelversuch geben Eisen-Atome je zwei Elektronen ab, Kupfer(II)-Ionen nehmen sie auf. Das schreibt man als zwei Teilgleichungen. Ihre Summe, in der sich die Elektronen kürzen, ist die Gesamtgleichung $\mathrm{Fe} + \mathrm{Cu^{2+}} \longrightarrow \mathrm{Fe^{2+}} + \mathrm{Cu}$. Eisen ist das Reduktionsmittel, $\mathrm{Cu^{2+}}$ das Oxidationsmittel.

Ein Stoff und die Form, in die er durch Elektronenaufnahme oder -abgabe übergeht, bilden ein korrespondierendes Redoxpaar: die oxidierte Form (Ox) und die reduzierte Form (Red). Man schreibt das Paar als Ox/Red, zum Beispiel $\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$ oder $\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$. Eine Redoxreaktion überträgt Elektronen von der reduzierten Form eines Paares auf die oxidierte Form eines anderen. Ein Teilchen kann zu zwei Paaren gehören: $\mathrm{Fe^{2+}}$ ist oxidierte Form im Paar $\mathrm{Fe^{2+}/Fe}$ und reduzierte Form im Paar $\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$. Allgemein gilt mit $z$ Elektronen:

In Molekülen und mehratomigen Ionen sieht man den Elektronenübergang nicht direkt. Dafür dient die Oxidationszahl: die Ladung, die ein Atom hätte, wenn man alle Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zuteilte (zwischen gleichen Atomen je zur Hälfte). Sie ist eine Rechengröße, keine echte Ladung. Man schreibt sie als römische Zahl mit Vorzeichen, etwa $\overset{+\mathrm{IV}}{\mathrm{C}}\mathrm{O_2}$, die Ladung eines Ions mit arabischer Zahl, etwa $\mathrm{Fe^{2+}}$.

Regeln in dieser Rangfolge (bei Widerspruch gilt die obere):

• Atome in einem Element haben die Oxidationszahl 0 ($\mathrm{Fe}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{H_2}$).
• Die Summe aller Oxidationszahlen ist die Gesamtladung des Teilchens, bei neutralen Teilchen also 0.
• Ein einatomiges Ion hat als Oxidationszahl seine Ladung.
• Fluor: −I. Alkalimetalle: +I. Erdalkalimetalle: +II.
• Wasserstoff: +I. Sauerstoff: −II.

Die bekannten Ausnahmen folgen aus der Rangfolge: In $\mathrm{NaH}$ hat Natrium +I, also bleibt für Wasserstoff −I. In $\mathrm{H_2O_2}$ hat Wasserstoff +I, also bleibt für Sauerstoff −I.

Bei einer Oxidation steigt die Oxidationszahl, bei einer Reduktion sinkt sie. Die Änderung je Atom ist die Zahl der abgegebenen oder aufgenommenen Elektronen.

Legt man Metalle in Lösungen der Ionen anderer Metalle, beobachtet man:

Ein Metall gibt Elektronen an die Ionen eines Metalls ab, das weniger zur Elektronenabgabe neigt. Aus der Tabelle folgt die Reihenfolge Zink, Eisen, Kupfer, Silber. Mit vielen Metallen entsteht die Redoxreihe: Magnesium, Aluminium, Zink, Eisen, Blei, Wasserstoff, Kupfer, Silber, Gold. Links stehen die unedlen Metalle (starke Reduktionsmittel), rechts die edlen, deren Ionen starke Oxidationsmittel sind.

Metalle links vom Wasserstoff können sich in Säuren unter Wasserstoffbildung lösen, zum Beispiel $\mathrm{Zn} + 2\,\mathrm{H_3O^+} \longrightarrow \mathrm{Zn^{2+}} + \mathrm{H_2} + 2\,\mathrm{H_2O}$. Kupfer tut das nicht. Aluminium und Blei bilden eine Schutzschicht und reagieren nur langsam. Zahlenwerte folgen in der nächsten Lektion.

So gehst du für jede Teilgleichung vor, danach für die Gesamtgleichung. $\mathrm{H_3O^+}$ steht für das hydratisierte Proton, kurz auch $\mathrm{H^+}$.

• Schritt 1: Ox- und Red-Form notieren, Oxidationszahlen bestimmen, Elektronen ergänzen. Ihre Zahl ist die Änderung der Oxidationszahl mal die Zahl der betroffenen Atome.
• Schritt 2: Ladungen ausgleichen, in saurer Lösung mit $\mathrm{H_3O^+}$, in alkalischer mit $\mathrm{OH^-}$.
• Schritt 3: Die übrigen Atome (O und H) mit $\mathrm{H_2O}$ ausgleichen.
• Schritt 4: Beide Teilgleichungen auf gleich viele Elektronen erweitern, addieren, gemeinsame Teilchen streichen.
• Schritt 5: Probe mit Atomen und Ladung.