Blog · Nawi · 2026-07-26

Übungen zu Redoxreaktionen: Schritt für Schritt zur Lösung

Kurz gesagt: Übungen zu Redoxreaktionen löst du immer nach demselben Schema: Zuerst bestimmst du die Oxidationszahlen aller Atome, dann erkennst du daran, welches Teilchen oxidiert und welches reduziert wird. Anschließend stellst du zwei Teilgleichungen auf, gleichst Ladungen mit Elektronen sowie H+ und H2O aus und multiplizierst beide Gleichungen so, dass die Elektronenzahl übereinstimmt. Zum Schluss addierst du sie zur Gesamtgleichung und prüfst Atom- und Ladungsbilanz.

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Das brauchst du als Grundlage

Eine Redoxreaktion ist eine Elektronenübertragung. Ein Teilchen gibt Elektronen ab, das ist die Oxidation. Ein anderes nimmt sie auf, das ist die Reduktion. Beides passiert immer gleichzeitig, deshalb heißt es Redoxreaktion.

Ob Elektronen wandern, erkennst du an den Oxidationszahlen. Die wichtigsten Regeln:

Elemente haben die Oxidationszahl 0, zum Beispiel Fe, O2, H2.
Einatomige Ionen tragen ihre Ladung als Oxidationszahl: Na+ hat +I, Cl- hat -I.
Sauerstoff in Verbindungen hat fast immer -II, Wasserstoff fast immer +I.
Die Summe aller Oxidationszahlen in einem neutralen Molekül ist 0, in einem Ion entspricht sie der Ionenladung.

Steigt die Oxidationszahl eines Atoms, wurde es oxidiert. Sinkt sie, wurde es reduziert. Das ist der Kern jeder Aufgabe.

Die 5-Schritte-Anleitung für jede Redoxgleichung

Oxidationszahlen bestimmen: Schreibe über jedes Atom in Edukten und Produkten die Oxidationszahl. Nur so siehst du, wo sich etwas ändert.
Teilgleichungen aufstellen: Notiere die Oxidation und die Reduktion getrennt. Trage die abgegebenen bzw. aufgenommenen Elektronen ein. Die Elektronenzahl entspricht der Änderung der Oxidationszahl, multipliziert mit der Anzahl der betroffenen Atome.
Ladungen und Atome ausgleichen: In saurer Lösung gleichst du Ladungen mit H+ aus und Sauerstoff mit H2O. Prüfe jede Teilgleichung: Links und rechts müssen Atomzahl und Gesamtladung übereinstimmen.
Elektronenzahl angleichen: Multipliziere beide Teilgleichungen mit passenden Faktoren, sodass genauso viele Elektronen abgegeben wie aufgenommen werden. Das kleinste gemeinsame Vielfache hilft.
Addieren und kürzen: Zähle beide Teilgleichungen zusammen. Die Elektronen fallen weg. Kürze Teilchen, die auf beiden Seiten stehen, und mache die Endkontrolle: Stimmen Atome und Ladungen?

Klingt nach viel? Nach drei Übungsaufgaben läuft das Schema fast automatisch.

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Durchgerechnetes Beispiel: Permanganat und Eisen(II)

Klassische Klausuraufgabe: Kaliumpermanganat reagiert in saurer Lösung mit Eisen(II)-Ionen. Die violette Lösung entfärbt sich. Stelle die Redoxgleichung auf.

Schritt 1, Oxidationszahlen: Im MnO4^- hat Sauerstoff -II, also muss Mangan +VII haben (4 mal -II plus +VII ergibt die Ionenladung -1). Fe^2+ hat +II. Produkte: Mn^2+ mit +II und Fe^3+ mit +III.

Schritt 2, Teilgleichungen:

Oxidation: Fe^2+ → Fe^3+ + e^- (Oxidationszahl steigt von +II auf +III, ein Elektron wird abgegeben)
Reduktion: MnO4^- + 5 e^- → Mn^2+ (Mangan geht von +VII auf +II, das sind 5 Elektronen)

Schritt 3, ausgleichen: In der Reduktion fehlen rechts 4 Sauerstoffatome. Du ergänzt 4 H2O rechts und 8 H+ links: MnO4^- + 8 H+ + 5 e^- → Mn^2+ + 4 H2O. Ladungskontrolle: links -1 + 8 - 5 = +2, rechts +2. Passt.

Schritt 4, Elektronen angleichen: Die Oxidation gibt 1 Elektron ab, die Reduktion braucht 5. Also multiplizierst du die Oxidation mit 5.

Schritt 5, addieren:

MnO4^- + 5 Fe^2+ + 8 H+ → Mn^2+ + 5 Fe^3+ + 4 H2O

Endkontrolle: Links stehen 1 Mn, 4 O, 5 Fe, 8 H, Gesamtladung +17. Rechts genauso. Fertig.

Übungsaufgaben zum Selbstlösen

Trainiere mit steigendem Schwierigkeitsgrad. Löse erst selbst, dann vergleiche mit der Kurzlösung.

Einstieg: Magnesium verbrennt in Sauerstoff zu Magnesiumoxid. Bestimme Oxidation und Reduktion. Lösung: 2 Mg + O2 → 2 MgO. Mg wird oxidiert (0 zu +II), O wird reduziert (0 zu -II).
Mittel: Zink reagiert mit Kupfer(II)-Ionen. Stelle die Teilgleichungen auf. Lösung: Zn → Zn^2+ + 2 e^- und Cu^2+ + 2 e^- → Cu. Gesamt: Zn + Cu^2+ → Zn^2+ + Cu.
Klausurniveau: Dichromat-Ionen (Cr2O7^2-) oxidieren Iodid-Ionen in saurer Lösung zu Iod, dabei entsteht Cr^3+. Lösung: Cr2O7^2- + 6 I^- + 14 H+ → 2 Cr^3+ + 3 I2 + 7 H2O. Chrom geht von +VI auf +III (pro Ion 3 Elektronen, insgesamt 6), Iodid von -I auf 0.
Transfer: Warum ist die Reaktion von Salzsäure mit Natronlauge keine Redoxreaktion? Lösung: Keine Oxidationszahl ändert sich. Es werden Protonen übertragen, keine Elektronen. Das ist eine Säure-Base-Reaktion.

Häufige Fehler und wie du sie vermeidest

Oxidationszahlen mit Ionenladungen verwechseln: Im Sulfat-Ion SO4^2- ist die Ionenladung -2, aber Schwefel hat die Oxidationszahl +VI. Schreibe Oxidationszahlen in römischen Ziffern, Ladungen in arabischen, dann trennst du sauber.
Elektronenzahl falsch berechnet: Bei MnO4^- zu Mn^2+ sind es 5 Elektronen, nicht 1. Rechne immer: Differenz der Oxidationszahlen mal Anzahl der Atome. Bei Cr2O7^2- also 3 mal 2 gleich 6 Elektronen.
Ladungsbilanz vergessen: Viele prüfen nur die Atome. Zähle am Ende beide Seiten durch: Gesamtladung links muss gleich Gesamtladung rechts sein. Sonst gibt es Punktabzug, auch wenn die Stoffe stimmen.
H+ und H2O auf der falschen Seite: Merke dir für saure Lösung: Sauerstoffmangel wird mit H2O aufgefüllt, überschüssige positive Ladung mit H+ auf der anderen Seite ausgeglichen.
Oxidation und Reduktion vertauscht: Eselsbrücke: OMA. Oxidation ist Minus an Elektronen, also Abgabe. Wer abgibt, wird oxidiert.

Checkliste für die Klausur

Gehe in der Prüfung diese Punkte der Reihe nach durch:

Alle Oxidationszahlen über die Formeln geschrieben?
Oxidation und Reduktion korrekt zugeordnet und benannt?
Elektronenzahl in jeder Teilgleichung aus der Änderung der Oxidationszahl berechnet?
Teilgleichungen mit H+ und H2O ausgeglichen (bei saurer Lösung)?
Jede Teilgleichung einzeln geprüft: Atome und Ladungen im Gleichgewicht?
Elektronenzahlen über das kleinste gemeinsame Vielfache angeglichen?
Gesamtgleichung addiert, Elektronen weggekürzt, doppelte Teilchen gestrichen?
Endkontrolle der Gesamtgleichung: Atombilanz und Ladungsbilanz stimmen?
Fachbegriffe verwendet: Oxidation, Reduktion, Oxidationsmittel, Reduktionsmittel, Elektronenübertragung?

Ein Tipp noch: Das Oxidationsmittel wird selbst reduziert, das Reduktionsmittel selbst oxidiert. Diese Zuordnung fragen Lehrkräfte gern extra ab.

Häufige Fragen

Wie bestimme ich Oxidationszahlen am schnellsten?

Arbeite mit den festen Regeln: Sauerstoff -II, Wasserstoff +I, Elemente 0, einatomige Ionen tragen ihre Ladung. Das unbekannte Atom berechnest du über die Summenregel, denn alle Oxidationszahlen zusammen ergeben die Ladung des Teilchens. Bei H2SO4 rechnest du: 2 mal +I plus 4 mal -II plus x gleich 0, also hat Schwefel +VI.

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 gleich, handelt es sich um eine andere Reaktionsart, etwa eine Säure-Base-Reaktion oder eine Fällung.

Was ist der Unterschied zwischen Oxidationsmittel und Reduktionsmittel?

Das Oxidationsmittel oxidiert den Reaktionspartner und nimmt dabei selbst Elektronen auf, es wird also reduziert. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert. Im Beispiel mit Permanganat und Eisen(II) ist MnO4^- das Oxidationsmittel und Fe^2+ das Reduktionsmittel.

Wie gleiche ich Redoxgleichungen in alkalischer Lösung aus?

In alkalischer Lösung nutzt du OH- und H2O statt H+ und H2O. Praktischer Trick: Gleiche die Gleichung erst wie in saurer Lösung aus und addiere dann auf beiden Seiten so viele OH-, wie H+ vorhanden sind. H+ und OH- verbinden sich zu H2O, das du anschließend kürzt.

Ist jede Verbrennung eine Redoxreaktion?

Ja, Verbrennungen sind Redoxreaktionen mit Sauerstoff als Oxidationsmittel. Beim Verbrennen von Kohlenstoff steigt dessen Oxidationszahl von 0 auf +IV im CO2, während Sauerstoff von 0 auf -II reduziert wird. Der historische Oxidationsbegriff meinte sogar ursprünglich nur die Reaktion mit Sauerstoff.