Wie stellt man eine Redoxgleichung auf?

Aufstellen einer Redoxgleichung

Um eine Redoxgleichung, also die Reaktionsgleichung einer Redoxreaktion, aufzustellen, solltest du schrittweise vorgehen. In diesem Text stellen wir hierfür einen Prozess mit fünf Schritten vor:

Oft sind die Summenformeln der Edukte und Produkte schon gegeben oder können leicht hergeleitet werden. Zumindest müssen aber die Namen der Edukte und Produkte bekannt sein, sonst ist es nicht möglich, die zugehörige Redoxreaktion aufzustellen.
Am wichtigsten und kniffligsten ist dann der zweite Schritt: Um Oxidation und Reduktion richtig zuzuordnen, musst du die Elektronenübertragung, die bei jeder Redoxreaktion stattfindet, gut durchschauen. Dazu sind Oxidationszahlen hilfreich, aber nicht immer zwingend notwendig.
Im folgenden sehen wir uns das anhand einer typischen Beispielreaktion an:

Aluminium und Eisen(III)‑Oxid reagieren zu Aluminiumoxid und Eisen.

Redoxgleichung aufstellen – Edukte und Produkte

Die Edukte unserer Beispielreaktion sind Aluminium und Eisen(III)‑Oxid. Die Produkte sind Aluminiumoxid und Eisen. Bilden wir also zunächst die Wortgleichung der Reaktion:

$\text{Aluminium} + \text{Eisen(III)-Oxid} \longrightarrow \text{Aluminiumoxid} + \text{Eisen}$

Mit der Wortgleichung haben wir schonmal das Grundgerüst der Redoxreaktion. Als nächstes müssen wir die Summenformeln aller beteiligten Stoffe aufstellen:

• Das Edukt Aluminium ist ein Element, genauer gesagt ein Metall. Es hat das Formelzeichen $\ce{Al}$, das gleichzeitig die Summenformel darstellt.
• Gleiches gilt für das Produkt Eisen. Es ist ein Element und hat das Formelzeichen $\ce{Fe}$.
• Der Name des Edukts Eisen(III)‑Oxid gibt uns einen wichtigen Hinweis:
  Die römische Zahl $\text{III}$ drückt aus, dass das im Oxid gebundene Eisen dreiwertig ist. Sauerstoff ist hingegen zweiwertig – das ist nicht extra angegeben, da Sauerstoff in Verbindungen grundsätzlich zweiwertig ist.
  Wenn ein dreiwertiges und ein zweiwertiges Element sich verbinden, müssen es zwei Atome des ersten und drei Atome des zweiten Bindungspartners sein – also hier die Summenformel $\ce{Fe2O3}$ – nur so ist gewährleistet, dass sich die Wertigkeiten insgesamt ausgleichen, denn:
  $\text{III} \cdot 2 = \text{II} \cdot 3 = 6$.
  Anders gesagt: Das kleinste gemeinsame Vielfache der Wertigkeiten drei und zwei ist sechs.
• Der Name des Produkts Aluminiumoxid gibt uns keinen Hinweis auf die Wertigkeiten. Aber da Aluminium ein Metall der dritten Hauptgruppe ist, können wir davon ausgehen, dass das Element in Verbindungen grundsätzlich dreiwertig ist. Hier haben wir also denselben Fall wie beim Eisen(III)‑Oxid – die Summenformel von Aluminiumoxid muss $\ce{Al2O3}$ lauten.

Mit den Summenformeln können wir bereits eine grobe Formelgleichung aufstellen, die allerdings noch nicht ausgeglichen ist:

$\ce{Al + Fe2O3 -> Al2O3 + Fe}$

Anmerkung:
Wir haben allgemein von den Wertigkeiten gesprochen, die Eisen, Sauerstoff und Aluminium in Verbindungen annehmen. Im Zusammenhang mit Redoxreaktionen spricht man üblicherweise von Oxidationszahlen bzw. Oxidationsstufen. Diese haben ein Vorzeichen und beziehen sich auf die jeweiligen Ionen, die in den Verbindungen vorliegen.
Eisen(III)‑Ionen und Aluminium‑Ionen haben die Oxidationszahl $\text{+III}$, da es sich um die positiv geladenen Kationen von Metallen handelt.
Sauerstoff‑Ionen haben die Oxidationszahl $\text{-II}$, da es sich um die negativ geladenen Anionen eines Nichtmetalls handelt.

Durch die Vorzeichen wird das gegenseitige Ausgleichen der Oxidationszahlen innerhalb einer neutralen Verbindung (auf den Wert $0$) noch deutlicher:

$\begin{array}{llclcl} \text{Beispiel} ~ \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Fe2O3}} \, \text{:} & {\color{#669900}\text{(+III)}} \cdot 2 & + & {\color{#669900}\text{(-II)}} \cdot 3 & = & \text{0} \end{array}$

$\begin{array}{llclcl} \text{Beispiel} ~ \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Al2O3}} \, \text{:} & {\color{#669900}\text{(+III)}} \cdot 2 & + & {\color{#669900}\text{(-II)}} \cdot 3 & = & \text{0} \end{array}$

Die Betrachtung der Ionen wird uns auch im nächsten Schritt eine große Hilfe sein.

Redoxgleichung aufstellen – Teilgleichungen

Nun geht's an den Kern der Problematik: Wo ist die Oxidation und wo ist die Reduktion? Sehen wir uns die grobe Formelgleichung noch einmal an, die wir direkt aus der Wortgleichung abgeleitet haben:

$\ce{Al + Fe2O3 -> Al2O3 + Fe}$

Aluminium wird zu Aluminiumoxid. Intuitiv können wir annehmen, dass es sich hierbei um die Oxidation handeln muss, schließlich wird aus einem reinen Element ein Oxid gebildet.

Chemisch gesehen ist das aber erstmal gar nicht der springende Punkt – sondern die Tatsache, dass neutrale Aluminium‑Atome zu gebundenen Aluminium‑Ionen werden!
Damit das passiert, muss Aluminium Elektronen abgeben – und genau das ist per Definition eine Oxidation. Die entsprechende Teilreaktion lautet:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & & & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & \color{red}{\ce{3 e-}} \end{array}$

Woher wissen wir, dass ein Aluminium‑Atom genau drei Elektronen $\left( {\color{red}{\ce{3 e-}}} \right)$ abgibt? Das muss so sein, weil Aluminium als Element der dritten Hauptgruppe genau drei Außenelektronen hat, die es abgeben kann. So wird ein dreifach positiv geladenes Kation gebildet $\left( \ce{Al}{}^{3+} \right)$. Die Ladungen des Kations und der Elektronen gleichen sich aus, denn beide stehen auf der rechten Seite der Teilreaktion.

Anmerkung:
Die Oxidationszahlen ${\color{#669900}\text{0}}$ und ${\color{#669900}\text{+III}}$, die wir in der Teilgleichung zusätzlich notiert haben, verdeutlichen die Abgabe der drei Außenelektronen: Die Oxidationszahl nimmt zu – also handelt es sich um die Oxidation.
Du kannst entweder die Abgabe der Elektronen oder die Zunahme der Oxidationszahl betrachten, die wir ja im Prinzip schon beim Aufstellen der Summenformeln von Aluminium und Aluminiumoxid im Blick hatten. Beides führt zum gleichen Resultat:
Aluminium ist das Reduktionsmittel, das selbst oxidiert wird.

Damit ist klar, dass es sich bei der Reaktion von Eisen(III)‑oxid zu Eisen um die Reduktion handeln muss. Hier wird aus einem Oxid das elementare Metall herausgelöst – es wird reduziert.

Chemisch gesehen ist hier der springende Punkt, dass gebundene Eisen(III)‑Ionen zu neutralen Eisen‑Atomen werden.
Damit das passiert, muss ein Eisen(III)‑Ion Elektronen aufnehmen – und genau das ist per Definition eine Reduktion. Die entsprechende Teilreaktion lautet:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Reduktion:} & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & + & \color{blue}{\ce{3 e-}} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & & \end{array}$

Da wir gegeben hatten, dass es sich um Eisen(III)‑Oxid handelt, ist klar, dass drei Elektronen $\left( {\color{blue}{\ce{3 e-}}} \right)$ aufgenommen werden müssen, um ein entsprechend dreifach positiv geladenes Eisen(III)‑Ion zu einem neutralen Eisen‑Atom zu reduzieren. Die Ladungen des Kations und der Elektronen gleichen sich wieder aus, denn beide stehen auf der linken Seite der Teilreaktion.

Anmerkung:
Die Oxidationszahlen ${\color{#669900}\text{+III}}$ und ${\color{#669900}\text{0}}$, die wir in der Teilgleichung zusätzlich notiert haben, verdeutlichen die Aufnahme der drei Elektronen: Die Oxidationszahl nimmt ab – also handelt es sich um die Reduktion.
Du kannst entweder die Aufnahme der Elektronen oder die Abnahme der Oxidationszahl betrachten, die wir ja im Prinzip schon beim Aufstellen der Summenformeln von Eisen(III)‑Oxid und Eisen im Blick hatten. Beides führt zum gleichen Resultat:
Die Eisen(III)‑Ionen sind das Oxidationsmittel und werden selbst reduziert.

Bevor im nächsten Schritt die Teilgleichungen zu einer Gesamtreaktion addieren, müssen wir noch sicherstellen, dass bei der Oxidation genauso viele Elektronen abgegeben werden, wie bei der Reduktion aufgenommen werden. Das ist bei unserem Beispiel bereits der Fall!
Wäre das nicht so, müssten wir eine oder beide Teilgleichungen mit einem jeweils geeigneten Faktor multiplizieren, um die Zahl der Elektronen anzugleichen. Diese Faktoren würden dann natürlich auch vor den Atomen in der Gleichung stehen.

Redoxgleichung aufstellen – Gesamtreaktion

Wir bilden nun die Gesamtreaktion, indem wir jeweils die linken und rechten Seiten der beiden Teilgleichungen addieren. Das sieht in unserem Fall so aus:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & & & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & \color{red}{\ce{3 e-}} \\[4pt] \text{Reduktion:} & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & + & \color{blue}{\ce{3 e-}} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & & \\[4pt] \hline \\[-10pt] \text{Gesamtreaktion:} & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & + & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} \end{array}$

Die Elektronen haben wir sowohl links $\left( {\color{blue}{\ce{3 e-}}} \right)$ als auch rechts $\left( {\color{red}{\ce{3 e-}}} \right)$ in der Gesamtreaktion weggelassen, weil sie auf beiden Seiten der Gleichung stehen und somit herausfallen. Das passt, denn die Übertragung der Elektronen ist ja bereits durch die Ionenladungen bzw. durch die Oxidationszahlen ersichtlich, die sich links und rechts ebenfalls ausgleichen.

Redoxgleichung aufstellen – Stoffe ergänzen und ausgleichen

Jetzt sind wir schon fast am Ziel! Wir müssen nur noch die Gesamtreaktion zur eigentlichen Redoxgleichung mit den ursprünglich gegebenen Edukten und Produkten umformen. In unserem Fall heißt das, dass wir anstelle der Metall‑Ionen wieder die Oxide schreiben:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & & & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & \color{red}{\ce{3 e-}} \\[4pt] \text{Reduktion:} & \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & + & \color{blue}{\ce{3 e-}} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & & \\[4pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & + & \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Fe2O3}} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Al2O3}} & + & \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} \end{array}$

Das ist nun zugegebenermaßen kein sonderlich überraschendes Ergebnis. Das ist ja genau die Gleichung, die wir schon am Ende des ersten Schritts aufgestellt hatten!

Jetzt fällt aber eine Sache auf: Da wir bei $\ce{Fe2O3}$ und $\ce{Al2O3}$ jeweils den Index $2$ am Metall‑Ion stehen haben, verändert das auch die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen. Das müssen wir mitbedenken und anpassen, indem wir einen Schritt zurückgehen und beide Teilgleichungen mit dem Faktor $2$ multiplizieren:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & 2\,\overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & & & \longrightarrow & 2\, \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & 2 \cdot \color{red}{\ce{3 e-}} \\[4pt] \text{Reduktion:} & 2\,\overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & + & 2 \cdot \color{blue}{\ce{3 e-}} & \longrightarrow & 2\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & & \\[4pt] \hline \\[-10pt] \text{Gesamtreaktion:} & 2\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & + & 2\, \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & \longrightarrow & 2\, \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & 2\, \overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} \end{array}$

Jetzt werden insgesamt sechs Elektronen ausgetauscht. Die fallen zwar wieder heraus, aber durch den Faktor $2$ wird am Ende auch die Redoxgleichung korrekt dargestellt:

$\begin{array}{llclclcl} \text{Oxidation:} & 2\,\overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & & & \longrightarrow & 2\, \overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Al}}{}^{3+} & + & \color{red}{\ce{6 e-}} \\[4pt] \text{Reduktion:} & 2\,\overset{\color{#669900}\text{+III~}}{\ce{Fe}}{}^{3+} & + & \color{blue}{\ce{6 e-}} & \longrightarrow & 2\,\overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} & & \\[4pt] \hline \\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & 2\,\overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & + & \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Fe2O3}} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Al2O3}} & + & 2\,\overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} \end{array}$

Vielleicht findest du das jetzt immer noch nicht sonderlich beeindruckend – schließlich hätten wir auf den Ausgleichsfaktor $2$ auch ohne die Betrachtung der Teilreaktionen (und der Elektronenübertragung) kommen können.
Aber wir haben nun immerhin die Anzahl der ausgetauschten Elektronen korrekt bestimmt und sichtbar gemacht – und darum geht es beim Aufstellen von Redoxreaktionen!

Bei komplizierteren Reaktionen, bei denen sich die Summenformeln der Edukte und Produkte nicht so ähneln, ist das getrennte Aufschreiben der Teilreaktionen dann oft auch wirklich eine große Hilfe beim Ausgleichen.

Redoxgleichung aufstellen – Kontrolle

Sehen wir uns noch einmal die vollständige Redoxgleichung unserer Beispielreaktion an:

$\begin{array}{lclclcl} 2\,\overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Al}} & + & \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Fe2O3}} & \longrightarrow & \overset{\color{#669900}\text{+III~~-II~~~~~}}{\ce{Al2O3}} & + & 2\,\overset{\color{#669900}\text{0}}{\ce{Fe}} \end{array}$

Bei der letzten Kontrolle überprüfen wir, ob die Anzahl der beteiligten Atome links und rechts auch wirklich übereinstimmt und ob die Ladungen ausgeglichen sind.
In unserer Reaktion stimmt alles und wir haben am Ende auch gar keine Ladungen mehr – aber das muss nicht immer so sein!
Man kann Redoxreaktion auch mit Ionen aufstellen, deren Ladungen sich dann jeweils links und rechts ausgleichen müssen.
Außerdem finden manche Redoxreaktionen in wässriger Lösung statt. Dabei kann es vorkommen, dass einzelne Teilreaktionen oder die Gesamtreaktion mit Wassermolekülen $\left( \ce{H2O} \right)$, Oxonium‑Ionen $\left( \ce{H3O^+} \right)$ oder Hydroxid‑Ionen $\left( \ce{OH^-} \right)$ ausgeglichen werden müssen, um am Ende auf ein korrektes Ergebnis zu kommen – je nachdem, ob die Reaktion im neutralen, sauren oder alkalischen Milieu stattfindet. Entsprechende Hinweise kannst du normalerweise den Angaben der jeweiligen Aufgabe oder des betreffenden Experiments entnehmen.