Blog · Nawi · 2026-08-04

Redoxreaktionen: Übungen mit Lösungen für die Oberstufe

Kurz gesagt: Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungsreaktionen: Ein Stoff gibt Elektronen ab (Oxidation), ein anderer nimmt sie auf (Reduktion). Zum Üben brauchst du drei Fertigkeiten: Oxidationszahlen bestimmen, Teilgleichungen aufstellen und Elektronenzahlen ausgleichen. Hier findest du eine Schritt-für-Schritt-Anleitung, ein komplett durchgerechnetes Beispiel und Übungsaufgaben mit vollständigen Lösungen, die du wie ein PDF-Arbeitsblatt durcharbeiten oder ausdrucken kannst.

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Das musst du können: die drei Kernkompetenzen

Jede Redoxaufgabe in der Klausur läuft auf dieselben drei Fähigkeiten hinaus. Wer sie sicher beherrscht, löst fast jede Aufgabe.

Oxidationszahlen bestimmen: Sie zeigen dir, welches Atom Elektronen abgibt und welches sie aufnimmt.
Teilgleichungen aufstellen: Oxidation (Elektronenabgabe) und Reduktion (Elektronenaufnahme) werden getrennt formuliert.
Elektronen ausgleichen: Die Zahl der abgegebenen Elektronen muss gleich der Zahl der aufgenommenen sein. Dafür brauchst du das kleinste gemeinsame Vielfache.

Merke dir die Begriffe genau: Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird dabei selbst reduziert. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird oxidiert. Klingt paradox? Ist aber logisch, wenn du an die Wirkung auf den Partner denkst.

Oxidationszahlen bestimmen: die Regeln in der richtigen Reihenfolge

Wende die Regeln immer von oben nach unten an. Eine Regel weiter oben schlägt eine Regel weiter unten.

Atome in Elementen haben die Oxidationszahl 0. Beispiele: O2, Fe, H2.
Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung. Na+ hat +I, Cl- hat -I.
Fluor hat in Verbindungen immer -I.
Wasserstoff hat meist +I. Ausnahme: Metallhydride wie NaH, dort -I.
Sauerstoff hat meist -II. Ausnahme: Peroxide wie H2O2, dort -I.
Alkalimetalle haben +I, Erdalkalimetalle +II.
Die Summe aller Oxidationszahlen ergibt bei neutralen Molekülen 0, bei Ionen die Ionenladung.

Beispiel H2SO4: Wasserstoff +I (zweimal, also +2), Sauerstoff -II (viermal, also -8). Damit die Summe 0 ergibt, muss Schwefel +VI haben. Rechne selbst nach: 2 plus 6 minus 8 gleich 0. Passt.

Tipp: Genau das kannst du bei ApexAbi kostenlos üben, mit sofortiger Korrektur wie in der Klausur.

Schritt für Schritt: Redoxgleichungen aufstellen

Mit diesem Schema kommst du sicher durch jede Aufgabe:

Oxidationszahlen bestimmen: Schreibe sie über alle Atome in Edukten und Produkten. Wo ändern sie sich?
Teilgleichungen aufstellen: Oxidation getrennt von Reduktion notieren, jeweils mit Elektronen (e-) auf der richtigen Seite.
Stoff- und Ladungsbilanz prüfen: Im sauren Milieu gleichst du Ladungen mit H+ aus und Sauerstoff mit H2O.
Elektronenzahlen angleichen: Multipliziere die Teilgleichungen so, dass abgegebene und aufgenommene Elektronen übereinstimmen (kleinstes gemeinsames Vielfaches).
Gesamtgleichung addieren: Teilgleichungen zusammenfassen, Elektronen kürzen, am Ende Stoff- und Ladungsbilanz kontrollieren.

Kurzes Beispiel für die Schritte 2 und 4: Magnesium verbrennt zu Magnesiumoxid. Oxidation: Mg wird zu Mg2+ plus 2 e-. Reduktion: O2 plus 4 e- wird zu 2 O2-. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 4 ist 4, also nimmst du die Oxidation mal 2. Gesamt: 2 Mg + O2 reagiert zu 2 MgO.

Durchgerechnetes Beispiel: Permanganat und Eisen(II) im sauren Milieu

Ein Klassiker aus der Klausur: Violette Permanganat-Lösung (MnO4-) reagiert mit Eisen(II)-Ionen (Fe2+) in saurer Lösung. Dabei entfärbt sich die Lösung, es entstehen Mn2+ und Fe3+.

Schritt 1, Oxidationszahlen: Mangan in MnO4- hat +VII (vier Sauerstoff mit -II ergeben -8, die Ionenladung ist -1, also braucht Mn +7). Mangan in Mn2+ hat +II. Eisen geht von +II zu +III.

Schritt 2, Teilgleichungen:

Oxidation: Fe2+ reagiert zu Fe3+ + 1 e-
Reduktion: MnO4- + 5 e- reagiert zu Mn2+ (noch unvollständig)

Schritt 3, Ausgleich im sauren Milieu: Auf der linken Seite stehen 4 Sauerstoffatome, rechts keine. Du gleichst mit 4 H2O rechts aus und brauchst dafür 8 H+ links. Vollständige Reduktion: MnO4- + 8 H+ + 5 e- reagiert zu Mn2+ + 4 H2O. Ladungskontrolle: links -1 + 8 - 5 = +2, rechts +2. Stimmt.

Schritt 4, Elektronen angleichen: Die Oxidation liefert 1 Elektron, die Reduktion braucht 5. Also Oxidation mal 5.

Schritt 5, Gesamtgleichung: 5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ reagiert zu 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O. Kontrolle der Ladungen: links +10 - 1 + 8 = +17, rechts +15 + 2 = +17. Fertig.

Übungsaufgaben mit Lösungen

Bearbeite die Aufgaben erst selbst, decke die Lösungen ab. Ausdrucken lohnt sich: So hast du dein eigenes Arbeitsblatt.

Aufgabe 1: Bestimme die Oxidationszahlen aller Atome in H2O, CO2, NH3 und NO3-.

Lösung 1: H2O: H +I, O -II. CO2: O -II, C +IV. NH3: H +I, N -III. NO3-: O -II, also -6 gesamt, mit Ionenladung -1 ergibt sich N +V.

Aufgabe 2: Ein Zinkblech wird in Kupfersulfat-Lösung getaucht. Es scheidet sich Kupfer ab. Formuliere Oxidation, Reduktion und Gesamtgleichung. Benenne Oxidations- und Reduktionsmittel.

Lösung 2: Oxidation: Zn reagiert zu Zn2+ + 2 e-. Reduktion: Cu2+ + 2 e- reagiert zu Cu. Gesamt: Zn + Cu2+ reagiert zu Zn2+ + Cu. Zink ist das Reduktionsmittel (gibt Elektronen ab), Cu2+ ist das Oxidationsmittel.

Aufgabe 3: Aluminium reagiert mit Sauerstoff zu Aluminiumoxid (Al2O3). Stelle die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung auf.

Lösung 3: Oxidation: Al reagiert zu Al3+ + 3 e-. Reduktion: O2 + 4 e- reagiert zu 2 O2-. Kleinstes gemeinsames Vielfaches von 3 und 4 ist 12: Oxidation mal 4, Reduktion mal 3. Gesamt: 4 Al + 3 O2 reagiert zu 2 Al2O3.

Aufgabe 4: Schwarzes Kupfer(II)-oxid wird im Wasserstoffstrom erhitzt. Es entstehen rotes Kupfer und Wasser. Weise mit Oxidationszahlen nach, dass es sich um eine Redoxreaktion handelt.

Lösung 4: CuO + H2 reagiert zu Cu + H2O. Kupfer geht von +II zu 0 (Reduktion), Wasserstoff von 0 zu +I (Oxidation). Elektronen werden übertragen, also liegt eine Redoxreaktion vor. H2 ist das Reduktionsmittel, CuO das Oxidationsmittel.

Häufige Fehler und wie du sie vermeidest

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel verwechseln: Das Oxidationsmittel oxidiert den Partner und wird selbst reduziert. Präge dir ein Beispiel ein, etwa Sauerstoff als typisches Oxidationsmittel.
Oxidationszahl mit Ionenladung gleichsetzen: In MnO4- hat Mangan die Oxidationszahl +VII, die Ionenladung des gesamten Ions ist aber -1. Zwei verschiedene Dinge.
Elektronen nicht angleichen: Wenn abgegebene und aufgenommene Elektronenzahlen nicht übereinstimmen, ist die Gesamtgleichung falsch. Immer das kleinste gemeinsame Vielfache suchen.
Ladungsbilanz vergessen: Zähle am Ende die Ladungen auf beiden Seiten. Stimmen sie nicht überein, steckt irgendwo ein Fehler.
Ausnahmen ignorieren: Sauerstoff hat in Peroxiden -I, Wasserstoff in Metallhydriden -I. Solche Sonderfälle tauchen gern in Transferaufgaben auf.
Elektronen auf der falschen Seite: Bei der Oxidation stehen die Elektronen rechts (Produktseite), bei der Reduktion links (Eduktseite).

Checkliste fürs Vorgehen in der Klausur

Gehe diese Punkte bei jeder Redoxaufgabe der Reihe nach durch:

Oxidationszahlen über alle Atome schreiben. Welche ändern sich?
Oxidation und Reduktion als getrennte Teilgleichungen notieren.
Elektronenzahl pro Teilgleichung aus der Änderung der Oxidationszahl ableiten.
Bei Reaktionen in Lösung: Sauerstoff mit H2O, Ladungen mit H+ ausgleichen (saures Milieu).
Teilgleichungen mit dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen multiplizieren.
Gesamtgleichung addieren, Elektronen kürzen.
Doppelte Kontrolle: Stoffbilanz und Ladungsbilanz auf beiden Seiten prüfen.
Fachbegriffe korrekt zuordnen: Oxidationsmittel, Reduktionsmittel, oxidierte und reduzierte Teilchen benennen.

Noch ein Tipp: Schreibe die Teilgleichungen immer auf, auch wenn du die Gesamtgleichung im Kopf hast. Dafür gibt es Punkte, und du findest eigene Fehler schneller.

Häufige Fragen

Woran erkenne ich, ob eine Reaktion eine Redoxreaktion ist?

Bestimme die Oxidationszahlen aller Atome vor und nach der Reaktion. Ändert sich mindestens eine Oxidationszahl, wurden Elektronen übertragen und es liegt eine Redoxreaktion vor. Bleiben alle Oxidationszahlen gleich, wie etwa bei einer Säure-Base-Reaktion, ist es keine.

Was ist der Unterschied zwischen Oxidationsmittel und Reduktionsmittel?

Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und oxidiert damit den Reaktionspartner, es wird selbst reduziert. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert. Typische Oxidationsmittel sind Sauerstoff und Permanganat, typische Reduktionsmittel sind unedle Metalle wie Zink oder Magnesium.

Wie gleiche ich Redoxgleichungen im alkalischen Milieu aus?

Im alkalischen Milieu gleichst du Ladungen mit Hydroxid-Ionen (OH-) aus und Sauerstoff- beziehungsweise Wasserstoffatome mit Wasser. Alternativ kannst du zuerst wie im sauren Milieu mit H+ arbeiten und danach auf beiden Seiten so viele OH- addieren, dass alle H+ zu H2O werden.

Muss ich Oxidationszahlen auswendig lernen?

Nur die Grundregeln: Elemente 0, Fluor -I, Sauerstoff meist -II, Wasserstoff meist +I, Alkalimetalle +I, Erdalkalimetalle +II. Alle anderen Oxidationszahlen berechnest du über die Summenregel, denn die Summe muss der Gesamtladung des Teilchens entsprechen. Mit etwas Übung geht das in wenigen Sekunden.

Wo finde ich weitere Übungsaufgaben zu Redoxreaktionen als PDF?

Frag zuerst deine Lehrkraft nach Arbeitsblättern und alten Klausuren, die passen am besten zum Unterricht. Viele Schulbücher enthalten zudem Aufgaben mit Lösungen im Anhang. Die Aufgaben aus diesem Artikel kannst du dir ausdrucken und wie ein Arbeitsblatt durcharbeiten.