Oxidationszahlen

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Bedeutung der Oxidationszahlen[Bearbeiten]

Atome geben eine unterschiedliche Zahl an Elektronen ab: Dann hat das Atom eine positive Oxidationsstufe; das Atom ist mit weniger Elektronen als Protonen positiv geladen - ein Kation. Die Anzahl der gegenüber dem Atom abgegebenen Elektronen ist gleich der Oxidationszahl mit positivem Vorzeichen.

Atome nehmen eine unterschiedliche Zahl an Elektronen auf: Dann hat das Atom eine negative Oxidationsstufe; das Atom ist mit mehr Elektronen als Protonen negativ geladen - ein Anion. Die Anzahl der gegenüber einem Atom zusätzlichen Elektronen ist gleich der Oxidationszahl mit negativem Vorzeichen.

Bei polaren bzw. kovalenten Bindungen werden die Elektronen zwar in Wirklichkeit nicht vollständig abgegeben, aber rein formal werden die Elektronen auch hier für die Ermittlung der Oxidationszahl dem elektronegativerem Element zugeschlagen.

Oxidationsstufen sagen aus, welche Oxidationszahlen ein Element überhaupt annehmen kann.

Oxidationszahlen werden benötigt beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen

Ermittlung der Oxidationszahlen[Bearbeiten]

Elemente[Bearbeiten]

Regel 0: Elemente selbst haben immer die Oxidationszahl 0.

Das gilt sowohl für Metalle als auch für elementare Moleküle, wie Na, Ca, Fe, F2, H2, O2, N2, u.s.w. Sie alle haben die Oxidationszahl 0.

Verbindungen[Bearbeiten]

Für Oxidationszahlen in Verbindungen gelten die folgenden Regeln, von denen es nur wenige Ausnahmen gibt. Am Besten, diese Regeln werden von oben nach unten befolgt:


Regel Atomgruppe Ox-Zahl Ausnahmen
1. Fluor -1 keine! (elemenar aber natürlich 0, siehe oben)
2. Metalle +X keine, immer positiv (von Clustern, Intermetallverbindungen und dergleichen abgesehen)
3. Alkalimetalle +1 keine
4. Erdalkalimetalle +2 keine
5. Wasserstoff +1 in Metallwasserstoffen -1
6. Sauerstoff -2 in Peroxiden -1, in Verbindung mit Fluor +2, nur sehr wenige weitere Ausnahmen
7. Halogene -1 die obigen Bedingungen haben Vorrang; in Verbindung mit Sauerstoff oder Fluor können Chlor, Brom und Iod durchaus positive Oxidationszahlen annehmen
8. 0 Bei neutralen geladenen Verbindungen muss die Summe der Oxidationszahlen 0 ergeben.


Nach diesen Regeln können die Oxidationszahlen aller Atome in Verbindungen bestimmt werden.

Beispiel Na2SO4, dem Natriumsulfat:

Wir befolgen diese Regeln von oben nach unten:

  • Regel 3: Das Alkalimetall Natrium hat die Oxidationszahl +1. Zwei Natriumatome sind 2*(+1)=(+2) mal positiv geladen. Die beiden Natriumatome geben also 2 Elektronen an den elektronegativsten Partner, den Sauerstoff ab. Man geht immer vom elektronegativsten Element aus und schlägt diesem die Elektronen zu, unabhängig davon, welche Bindungsart (ionisch, polar, u.s.w.) vorliegt.
  • Regel 6: Sauerstoff hat die Oxidationszahl -2. Vier Sauerstoffatome sind also insgesamt 4*(-2)=(-8) mal negativ geladen. Formal nehmen alle Sauerstoffatome also insgesamt 8 negative Ladungen (Elektronen) auf.
  • Regel 8: Die restlichen 8-2=6 Elektronen muss also formal der Schwefel bereitstellen. Schwefel hat damit die Oxidationszahl +6. Die Verbindung ist ja insgesamt neutral und es gibt keine weitere Quelle mehr für Elektronen.
  • Probe: 4*(-2) + 2*(+1) + 1*(+6) = 0

Nur nicht verzweifeln: Es gibt auch "krumme" Oxidationszahlen, z.B. hat Eisen in der Verbindung Fe3O4 die Oxidationszahl 8/3. Das liegt dann an der inneren Struktur dieser Verbindung. In diesem Falle ist sie strenggenommen ein Gemisch aus Fe(II)O und Fe2(III)O3.

Ionen[Bearbeiten]

Bei Ionen muss die Ladung noch berücksichtigt werden.

Regel 9: Die Summe der Oxidationszahlen ist in Ionen gleich der Ladungszahl.

Beispiel Cr2O72-, dem Dichromat-Ion:

Dieses Ion ist insgesamt zweifach negativ geladen. Das erkennt man an der hochgestellten Ladungszahl. Wir befolgen die Regeln wieder von oben nach unten:

  • Regel 2: Chrom hat irgendeine positive Oxidationszahl (welche, wissen wir noch nicht),
  • Regel 3: Sauerstoff hat als elektronegativstes Element die Oxidationszahl -2. Sieben Sauerstoffatome sind also insgesamt 7*(-2)=(-14) mal negativ geladen. Sie nehmen formal also insgesamt 14 negative Ladungen (Elektronen) auf.
  • Regel 9: Die beiden Chromatome müssen jedoch nicht alle 14 Elektronen bereitstellen, denn es stehen ja 2 Elektronen zusätzlich zur Verfügung. Schließlich ist das Ion ja zweifach negativ geladen. Nur die verbleibenden 14-2=12 Elektronen müssen sie liefern. Jedes der Chromatome hat damit die Oxidationszahl 12/2=+6
  • Probe: 7*(-2) + 2*(+6) = -2


Zeichnerische Ermittlung der Oxidationszahlen[Bearbeiten]

Es gibt auch einen zeichnerischen Weg zur Ermittlung der Oxidationszahlen:

Der zeichnerische Weg ist oftmals günstiger, da man hier ohne irgendwelche Regeln zu lernen einfach von dem EN-Wert der Elemente ausgehen kann. Die grobe Struktur muss natürlich bekannt sein.

Man zeichnet die Lewis-Formel einer Verbindung. Als Beispiel wird hier jetzt eine organische Verbindung aufgeführt, Ethanol:

Oxzahl.gif

Zugehörige EN-Werte: H: 2,1 | C: 2,5 | O: 3,5

Der Sauerstoff als elektronegativstes Element bekommt sowohl die Elektronen des benachbarten Kohlenstoffes als auch des benachbarten Wasserstoffes zugeschlagen. Sauerstoff hat jetzt laut Lewis-Formel vier Elektronenpaare, damit [2*4=] 8 Außenelektronen. Im elementaren Zustand hat Sauerstoff nur sechs Valenzelektronen. Ermittelte Oxidationszahl:

  • 6 (Außenelektronen elementar) - 8 (Außenelektronen in der Verbindung) = -2

Zwischen den beiden Kohlenstoffen wird das Elektronenpaar aufgeteilt. Die EN-Differenz zwischen den beiden Kohlenstoffen ist ja schließlich Null. Jedes Kohlenstoffatom bekommt also noch ein Elektron zugewiesen.

Allgemein gilt: Zwischen zwei gleichen Atomsorten werden die Elektronenpaare zur Ermittlung der Oxidationszahl aufgeteilt.

Der linke Kohlenstoff hat jetzt formal 3 Elektronenpaare sowie ein einzelnes Elektron, damit also insgesamt [2*3+1=] 7 Außenelektronen. Ermittelte Oxidationszahl:

  • 4 (Außenelektronen elementar) - 7 (Außenelektronen in der Verbindung) = -3

Der rechte Kohlenstoff hat jetzt formal 2 Elektronenpaare sowie ein einzelnes Elektron, damit also insgesamt [2*2+1=] 5 Außenelektronen. Ermittelte Oxidationszahl:

  • 4 (Außenelektronen elementar) - 5 (Außenelektronen in der Verbindung) = -1

Danach werden die Elektronen der Wasserstoffe sowohl dem Kohlenstoff als auch dem Sauerstoff zugeschlagen, je nach dem, welchen Nachbarn der Wasserstoff findet. Rein formal hat der Wasserstoff jetzt keine Elektronen mehr. Ermittelte Oxidationszahl:

  • 1 (Elektron elementar) - 0 (Elektronen in der Verbindung) = +1