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Oxidationszahl bestimmen: Regeln und Redoxreaktionen
Die Oxidationszahl zeigt, wie viele Elektronen einem Atom in einer Verbindung formal zugeordnet werden. Mit wenigen Regeln kannst du unbekannte Oxidationszahlen berechnen und erkennen: Steigt eine Oxidationszahl, findet eine Oxidation statt; sinkt sie, findet eine Reduktion statt.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Was bedeutet eine Oxidationszahl?
Oxidationszahl
Die Oxidationszahl ist die formale Ladung, die ein Atom hätte, wenn alle Bindungselektronen vollständig dem elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet würden. Bei zwei gleichen Atomen werden die Bindungselektronen gleich geteilt.
„Formal“ ist wichtig: Die Oxidationszahl ist ein Modell zur Elektronenbuchhaltung. Sie muss nicht mit einer wirklichen Ionenladung oder der tatsächlichen Ladungsverteilung übereinstimmen.
Oxidationszahlen gehören zu einzelnen Atomen. Sie werden meist mit vorangestelltem Vorzeichen und römischer Zahl geschrieben, zum Beispiel +III oder −II. In Rechnungen sind arabische Zahlen wie +3 und −2 übersichtlicher.
Drei Grundfälle kannst du sofort zuordnen:
- Ein Element im elementaren Zustand hat die Oxidationszahl
0. Das gilt etwa für Fe, $H_2$ und $O_2$. - Bei einem einatomigen Ion entspricht die Oxidationszahl seiner Ladung: $Fe^{3+}$ hat
+III, $Cl^-$ hat−I. - In einem neutralen Teilchen ist die Summe aller Oxidationszahlen
0. Bei einem mehratomigen Ion entspricht sie der Gesamtladung.
Eine Oxidationszahl gilt pro Atom. Bei der Summe musst du sie deshalb mit der Anzahl der betreffenden Atome multiplizieren.
Wie bestimmst du eine unbekannte Oxidationszahl?
Gehe immer in derselben Reihenfolge vor:
- Bestimme die Gesamtladung des Teilchens.
- Trage sichere oder typische Oxidationszahlen ein.
- Berücksichtige die Atomanzahlen aus den Indizes.
- Setze die unbekannte Oxidationszahl als Variable ein.
- Löse die Summengleichung.
- Prüfe, ob die Summe der Gesamtladung entspricht.
Die allgemeine Summenregel lautet:
$$\sum n_i \cdot OZ_i = \text{Gesamtladung}$$
Dabei ist $n_i$ die Anzahl einer Atomsorte und $OZ_i$ ihre Oxidationszahl.
Häufig helfen dir diese typischen Werte:
- Fluor hat in Verbindungen
−I. - Sauerstoff hat meistens
−II. - Wasserstoff hat meistens
+I. - Metalle haben in Verbindungen positive Oxidationszahlen.
Beispiel: Eisen(III)-oxid
In $Fe_2O_3$ ist die Verbindung neutral. Sauerstoff hat hier den üblichen Wert −II. Für die unbekannte Oxidationszahl von Fe setzt du $x$ ein:
$$2x + 3 \cdot (-2) = 0$$
Die Indizes sind entscheidend: Es gibt zwei Fe-Atome und drei O-Atome.
$$2x - 6 = 0$$
$$2x = 6$$
$$x = 3$$
Damit gilt: Fe hat +III, O hat −II. Die Kontrolle ergibt $2 \cdot 3 + 3 \cdot (-2)=0$.
Beispiel: Dichromat-Ion
Beim Ion $Cr_2O_7^{2-}$ muss die Summe −2 ergeben. Sieben O-Atome liefern zusammen $7 \cdot (-2)=-14$:
$$2x + 7 \cdot (-2) = -2$$
$$2x - 14 = -2$$
$$2x = 12$$
$$x = 6$$
Jedes Cr-Atom hat daher +VI. Die Kontrolle lautet $2 \cdot 6 + 7 \cdot (-2)=-2$.
Wann gelten die typischen Werte nicht?
Typische Werte sind Hilfen, aber keine ausnahmslosen Etiketten. Prüfe besonders Sauerstoff und Wasserstoff.
- In Peroxiden wie $H_2O_2$ hat jedes O-Atom
−I. - In Hyperoxiden wie $KO_2$ beträgt die durchschnittliche Oxidationszahl von O
−0,5. - In Verbindungen mit Fluor kann Sauerstoff einen positiven Wert besitzen.
- In Metallhydriden wie $NaH$ hat Wasserstoff
−Istatt+I.
Atome desselben Elements können in einem Teilchen unterschiedliche Oxidationszahlen besitzen. Eine Rechnung mit der Summenformel liefert dann unter Umständen nur einen Mittelwert. Für einzelne Atome musst du die Struktur und die Elektronegativität der jeweiligen Bindungspartner betrachten.
Beim Ethanal haben die beiden C-Atome beispielsweise unterschiedliche Bindungsumgebungen. Das C-Atom der Methylgruppe hat −III, das C-Atom der Aldehydgruppe +I. O hat −II, alle H-Atome haben +I. Zusammen ergibt sich für das neutrale Molekül wieder 0.
Strukturverfahren bei unterschiedlichen Atomen
Wenn die Summenregel allein nicht genügt, gehst du Bindung für Bindung vor:
- Zeichne die vollständige Strukturformel.
- Vergleiche die Elektronegativität der beiden Bindungspartner.
- Ordne beide Bindungselektronen dem elektronegativeren Atom zu.
- Teile sie bei gleichen Atomen gleichmäßig.
- Vergleiche die formal zugeordneten Elektronen jedes Atoms mit seiner Valenzelektronenzahl im elementaren Zustand.
- Prüfe am Ende die Gesamtladung.
Wie erkennst du Oxidation und Reduktion?
Vergleiche die Oxidationszahlen eines Atoms vor und nach der Reaktion:
- Oxidation: Die Oxidationszahl steigt. Das Atom gibt formal Elektronen ab.
- Reduktion: Die Oxidationszahl sinkt. Das Atom nimmt formal Elektronen auf.
Beide Vorgänge treten gekoppelt auf: Abgegebene Elektronen müssen von einem anderen Reaktionspartner aufgenommen werden.
Oxidationszahl steigt = Oxidation. Oxidationszahl sinkt = Reduktion.
Beispiel: Bildung von Wasser
Betrachte die Reaktion:
$$2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$$
In den elementaren Stoffen $H_2$ und $O_2$ haben beide Elemente die Oxidationszahl 0. Im Wasser hat H den Wert +I und O den Wert −II.
- H:
0 → +I. Die Oxidationszahl steigt, also wird Wasserstoff oxidiert. - O:
0 → −II. Die Oxidationszahl sinkt, also wird Sauerstoff reduziert.
Vier H-Atome erhöhen ihre Oxidationszahl jeweils um 1. Das entspricht insgesamt vier formal abgegebenen Elektronen. Zwei O-Atome senken ihre Oxidationszahl jeweils um 2 und nehmen zusammen vier Elektronen auf. Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme passen zueinander.
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Oxidationszahl
- Bedeutung: formale Elektronenzuordnung pro Atom
- Grundfälle: Element 0, einatomiges Ion wie Ladung
- Summenregel: Summe entspricht der Gesamtladung
- Bestimmung: bekannte Werte einsetzen und Unbekannte berechnen
- Ausnahmen: Peroxide, Hyperoxide und Metallhydride beachten
- Struktur: gleichartige Atome können verschiedene Werte besitzen
- Oxidation: Oxidationszahl steigt
- Reduktion: Oxidationszahl sinkt
Prüfe ein Ergebnis immer doppelt: Passt es zu den Regeln und ergibt die gewichtete Summe genau die Ladung des Teilchens?
Abschluss-Check
Wenn du unbekannte Werte systematisch berechnest, Ausnahmen prüfst und anschließend die Änderungen vergleichst, kannst du Oxidationszahlen sicher bestimmen und Redoxvorgänge erkennen.