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Wie stellt man eine Redoxgleichung auf?

Eine Redoxreaktion ist ein chemischer Prozess, bei dem Elektronenübertragungen zwischen den beteiligten Elementen stattfinden, wodurch Oxidation (Verlust von Elektronen) und Reduktion (Gewinn von Elektronen) auftreten. Das Aufstellen einer Redoxreaktion beinhaltet das Ausbalancieren der Anzahl von Elektronen, die in diesen Reaktionen übertragen werden, um die Reaktion korrekt darzustellen.

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Wie stellt man eine Redoxgleichung auf?
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Grundlagen zum Thema 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:

Eine Redoxgleichung lässt sich in fünf Schritten aufstellen:

  1. Edukte und Produkte benennen und deren Summenformeln aufstellen.
  2. Teilgleichungen aufstellen, also Oxidation und Reduktion zuordnen.
  3. Gesamtreaktion aufstellen, also Teilgleichungen ausgleichen und addieren.
  4. Redoxgleichung formulieren, indem weitere beteiligte Stoffe ergänzt bzw. vervollständigt werden.
  5. Kontrolle: Anzahl aller beteiligten Atome auf der linken und rechten Seite der Gleichung noch einmal kontrollieren.

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.

Zusammenfassung – Aufstellen einer Redoxgleichung

Eine Redoxgleichung lässt sich in fünf Schritten aufstellen:

  1. Zuerst benennst du die Edukte und Produkte und stellst die zugehörigen Summenformeln auf.
  2. Dann kannst du anhand der Elektronenabgabe und -aufnahme (oder mithilfe der Oxidationszahlen) die Teilgleichungen der Oxidation und Reduktion zuordnen und aufstellen.
  3. Als nächstes bildest du die Gesamtreaktion, indem du die Teilgleichungen addierst. Oft musst du zuvor noch die Teilgleichungen so ausgleichen, dass die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen übereinstimmt.
  4. Die vollständige Redoxgleichung formulierst du, indem du weitere beteiligte Stoffe bzw. Atome ergänzt, sodass die Edukte und Produkte die ursprünglich gegebene Form annehmen.
  5. Am Ende prüfst du mit einer letzten Kontrolle, ob die Anzahl der beteiligten Atome auf der linken und rechten Seite der Gleichung auch wirklich ausgeglichen ist und ob beide Seiten die gleiche elektrische Ladung aufweisen (oder gar keine).
Teste dein Wissen zum Thema Redoxreaktion Aufstellen!

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Vorschaubild einer Übung

Wie stellt man eine Redoxgleichung auf? Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Wie stellt man eine Redoxgleichung auf? kannst du es wiederholen und üben.
  • Beschrifte die Reaktionsgleichung zur Stahlherstellung (Redoxreaktion).

    Tipps

    Die Edukte (auch Reaktanten oder Ausgangsstoffe) sind die Stoffe, die eine Reaktion eingehen.

    Das Eisen$\ce{(III)}$-oxid wird in dieser Reaktion reduziert.

    Lösung

    Bei der Stahlherstellung reagieren Eisen$\ce{(III)}$-oxid und Kohlenstoffmonoxid miteinander. Sie sind also die Edukte (auch Reaktanten oder Ausgangsstoffe).
    Bei dieser chemischen Reaktion entstehen elementares Eisen und Kohlenstoffdioxid. Das sind demnach die Produkte.

    Die Redoxreaktion ist ein bestimmter Reaktionstyp, der durch eine Elektronenübertragung gekennzeichnet ist: Ein Reaktionspartner gibt Elektronen ab, während der andere diese Elektronen aufnimmt.
    Die Teilreaktion der Elektronenabgabe wird als Oxidation bezeichnet. Im Beispiel wird also Kohlenstoffmonoxid zu Kohlenstoffdioxid oxidiert.
    Die Teilreaktion der Elektronenaufnahme ist die Reduktion. Im Beispiel wird Eisen$\ce{(III)}$-oxid zu elementarem Eisen reduziert.

  • Gib an, wie man eine Redoxreaktion aufstellt.

    Tipps

    Zuerst müssen wir wissen, welche Edukte und Produkte bei der Redoxreaktion beteiligt sind.

    Das Zusammenstellen der Gesamtreaktion kann erst dann stattfinden, wenn wir die Reduktions- und die Oxidationsreaktion aufgestellt haben.

    Erst ganz am Ende überprüfen wir, ob links und rechts des Reaktionspfeils gleich viele Atome vorhanden sind.

    Lösung

    Die Redoxreaktion ist ein bestimmter Reaktionstyp, der durch eine Elektronenübertragung gekennzeichnet ist: Ein Reaktionspartner gibt Elektronen ab, während der andere diese Elektronen aufnimmt.

    Um eine Redoxreaktion aufzustellen, müssen wir nach einem bestimmten Schema vorgehen, damit wir nicht den Überblick verlieren:

    1) Wortgleichung bilden:

    Eisen$\ce{(III)}$-oxid $+$ Kohlenstoffmonoxid $\longrightarrow$ Eisen $+$ Kohlenstoffdioxid

    2) Dazugehörige Summenformeln angeben:

    $\ce{FeO + CO -> Fe +CO2}$

    3) Teilreaktionen (Reduktions- und Oxidationsreaktion) aufstellen und Elektronen ausgleichen:

    $\begin{array}{llclclcll} \text{Red.:} & 2\, \overset{\text{+III}}{\text{Fe}}{}^{3+} & + & 6\, \text{e}^{-} & \longrightarrow & 2\, \overset{\text{0}}{\text{Fe}} & & & \\[2pt] \text{Ox.:} & 3\, \overset{\text{+II}}{\text{C}}{}^{2+} & & & \longrightarrow & 3\, \overset{\text{+IV}}{\text{C}}{}^{4+} & + & 6\, \text{e}^{-} \end{array}$

    4) Gesamtreaktion (Redoxreaktion) zusammenstellen und beteiligte Stoffe ergänzen:

    $\ce{Fe2O3 + 3CO -> 2 Fe + 3CO2}$

    5) Anzahl der beteiligten Atome kontrollieren:

    • Anzahl $\ce{Fe}$-Atome auf jeder Seite: $2$
    • Anzahl $\ce{O}$-Atome auf jeder Seite: $6$
    • Anzahl $\ce{C}$-Atome auf jeder Seite: $3$
  • Gib an, um welchen Reaktionstyp es sich bei der Herstellung von Stahl jeweils handelt.

    Tipps

    Die Oxidation ist die Elektronenabgabe.

    Eisen$\ce{(III)}$-oxid wird zu elementarem Eisen reduziert, indem Elektronen aufgenommen werden.

    In der Redoxreaktion werden die Reduktion und die Oxidation zusammengefasst.

    Lösung

    Die Herstellung von Stahl ist eine der wichtigsten Redoxreaktionen überhaupt. Um elementares Eisen aus Eisenerz zu gewinnen, muss es reduziert werden. Dazu braucht es ein Reduktionsmittel. Diese Rolle übernimmt Kohlenstoff, genauer gesagt Kohlenstoffmonoxid. Dieses Gas entsteht im Hochofen, wenn Eisenerz und Kohle zusammen erhitzt werden.

    Reduktion:
    Aus Eisen$\ce{(III)}$-oxid wird elementares Eisen.
    $\ce{Fe^{3+}} + 3 \ce{e^-} \longrightarrow \ce{Fe}$

    Oxidation:
    Aus Kohlenstoffmonoxid wird Kohlenstoffdioxid.
    $\ce{C^{2+}} \longrightarrow \ce{C^{4+}} + 2~ \ce{e^-}$

    Bevor die Teilschritte für die Redoxreaktion zusammengefasst werden, werden sie mit dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen multipliziert.

    Redoxreaktion:
    Aus Eisenoxid und Kohlenstoffmonoxid werden elementares Eisen und Kohlenstoffdioxid.
    $\ce{Fe_2O3} + 3~\ce{CO} \longrightarrow 2~ \ce{Fe} + 3~ \ce{CO_2}$

  • Vergleiche die Reaktionstypen einer Redoxreaktion.

    Tipps

    Den Reaktionstypen müssen je zwei Merkmale zugeordnet werden.

    Eisen wurde in dieser Reaktion reduziert, Kohlenstoff wurde oxidiert.

    Die Redoxreaktion fasst die beiden Teilreaktionen, Reduktion und Oxidation, zusammen.

    Lösung

    In der Chemie gibt es verschiedene Reaktionstypen. Jeder dieser Typen hat besondere Eigenschaften.
    Die Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der zwei Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion) gleichzeitig stattfinden.
    Um eine Redoxreaktion aufzustellen zu können, müssen wir die beiden Teilreaktionen und deren Eigenschaften kennen.

    Reduktion:

    • Elektronen werden aufgenommen
    • Oxidationszahl wird kleiner

    Oxidation:
    • Elektronen werden abgegeben
    • Oxidationszahl wird größer

    Redoxreaktion:
    • Teilreaktionen werden addiert
    • fehlende Atome werden ergänzt

  • Bestimme die Summenformeln der Edukte und Produkte bei der Stahlherstellung.

    Tipps

    Der lateinische Begriff für Eisen ist „Ferrum“.

    Die Silben „mon(o)“, „di“, „tri“ und so weiter geben die Anzahl der Atome des Elements an, das im Namen danach steht.

    Die Silbe „di“ bedeutet, dass ein Atom eines Elements zweifach vorkommt.

    Lösung

    Die Herstellung von Stahl ist eine der wichtigsten Redoxreaktionen überhaupt. Um elementares Eisen aus Eisenerz zu gewinnen, muss es reduziert werden. Dazu braucht es ein Reduktionsmittel. Diese Rolle übernimmt Kohlenstoff, genauer gesagt Kohlenstoffmonoxid. Dieses Gas entsteht im Hochofen, wenn Eisenerz und Kohle zusammen erhitzt werden.

    In der Reaktionsgleichung stellen wir Edukte und Produkte mit deren Summenformeln dar:

    • Die beiden Reaktionspartner sind Eisen$\ce{(III)}$-oxid $\ce{(Fe_{2}O_3)}$ und Kohlenstoffmonoxid $\ce{(CO})$. Diese nennt man Edukte (auch Reaktanten oder Ausgangsstoffe).
    • Die genannten Edukte reagieren zu Eisen $\ce{(Fe)}$ und Kohlenstoffdioxid $\ce{(CO_2)}$. Das sind die entstandenen Produkte.

  • Entscheide, um welchen Reaktionstyp es sich handelt.

    Tipps

    Die Oxidation ist die Elektronenabgabe.

    Bei der Reduktion wird die Oxidationszahl kleiner.

    Die Redoxreaktion fasst die Reduktion und die Oxidation zusammen.

    Lösung

    Die Redoxreaktion ist ein bestimmter Reaktionstyp, der durch eine Elektronenübertragung gekennzeichnet ist: Ein Reaktionspartner gibt Elektronen ab, während der andere diese Elektronen aufnimmt.
    Die Teilreaktion der Elektronenabgabe ist die Oxidation (Ox.). Das ist daran zu erkennen, dass die Oxidationszahl größer wird.
    Die Reduktion (Red.) findet dann statt, wenn Elektronen aufgenommen werden. Auch das erkennen wir leicht an der Oxidationszahl: Sie wird kleiner.
    Die Redoxreaktion (Redox.) addiert die beiden Teilreaktionen.



    Beispiel 1:

    Red.: $\ce{2H+ +2e- ->H2}$
    Ox.: $\ce{Zn -> Zn^2+ +2e-}$
    Redox.: $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}$


    Beispiel 2:

    Red.: $\ce{Cl2 + 2e- -> 2Cl-}$
    Ox.: $\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}$
    Redox.: $\ce{Mg +Cl2 -> MgCl2}$


    Beispiel 3:

    Red.: $\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$
    Ox.: $\ce{H2 -> 2H^+ + 2e-}$
    Redox.: $\ce{CuO + H2 -> Cu + H2O}$


    Beispiel 4:

    Red.: $\ce{Cl2 + 2e- -> 2Cl-}$
    Ox.: $\ce{Al -> Al^3+ + 3e-}$
    Redox.: $\ce{2Al + 3Cl2 -> 2AlCl3}$