Der Begriff der Oxidation hat über die Zeit verschiedene Bedeutungen gehabt, wobei das Konzept mit dem Auftreten neuer Erkenntnisse immer weiter verallgemeinert wurde.
Als erster entwickelte Antoine Laurent de Lavoisier im 18. Jahrhundert das Konzept der Oxidation. Er verstand sie als eine Reaktion mit dem kurz zuvor entdeckten Element Sauerstoff (oxygenium), die zur Ausbildung von Oxiden führt. Nach dieser ersten, einfachen Definition war also eine Oxidation die Aufnahme von Sauerstoff, den umgekehrten Fall, die Abgabe von Sauerstoff nannte man eine Reduktion. [Bild 1]
Später wurde die Definition zunächst auf die Abgabe (Oxidation) oder Aufnahme (Reduktion) von Wasserstoff-Atomen (Nicht Protonen!) erweitert.
Erst als Anfang des 20. Jahrhunderts genauere Kenntnisse über den Aufbau von Atomen erlangt wurden, konnte man schließlich feststellen, was das eigentliche Wesen der Oxidationen und Reduktionen ist. Nach der modernen Definition sind dies Elektronenübertragungen. Seither versteht man unter einer Oxidation eine Abgabe von Elektronen und unter einer Reduktion eine Aufnahme von Elektronen.
Mit Hilfe der neuen erweiterten Definition konnten nun eine Vielzahl weiterer Reaktionen, wie etwa die Bildung von Metallhalogeniden oder die Vorgänge in galvanischen Zellen, endlich als Oxidationen und Reduktionen verstanden werden.
Um festzustellen, ob bei einer Reaktion eine Reduktion oder eine Oxidation überhaupt stattgefunden hat, muss man die Oxidationsstufen der einzelnen Atome in den Edukten und Produkten bestimmen. Wurde die Oxidationsstufe erhöht, so ist das betreffende Atom oxidiert worden (Elektronen wurden entfernt), wurde sie erniedrigt, so ist das Atom reduziert worden (Elektronen wurden zugefügt). [Bild 2]
Redox-Reaktionen
Man muss sich klar machen, dass Oxidationen und Reduktionen niemals ohne einander ablaufen können. Jedes Elektron, das von einer Verbindung oder einem Atom bei einer Oxidation abgegeben wird, muss schlußendlich von einer anderen Verbindung oder einem Atom auch aufgenommen werden. Dies stellt dann aber eine Reduktion dar.
Andersherum muss ein Elektron, welches bei einer Reduktion aufgenommen wird ja irgendwo herkommen. Es wurde zuvor von einer anderen Verbindung abgegeben, stammt also aus einer Oxidation.
Beide Reaktionstypen fasst man daher auch begrifflich zusammen und spricht von Redox-Reaktionen.
Umgekehrt lassen sich Redox-Reaktionen in eine Oxidations- und eine Reduktions-Teilreaktion aufteilen. Als Beispiel wollen wir die Bildung von Eisen(II)chlorid aus Eisen und Chlor betrachten: [Bild 3]
Fe + Cl2 → FeCl2
Diese unterteilt sich in eine Oxidation (Die Oxidationsstufe von Eisen wird erhöht):
Fe → Fe2+ + 2 e-
Und eine Reduktion (Die Oxidationsstufe von Chlor wird erniedrigt):
Cl2 + 2 e- → 2 Cl-
Zum Schluß für alle, die sich noch nie merken konnten, wie herum das mit der Oxidation und der Reduktion noch gleich war, eine kleine Eselsbrücke, die sich auf die Elektronen bezieht:
AbO = Abgabe -> Oxidation
RAu = Reduktion -> Aufnahme
