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Oxidationszahl - eine einfache Erklärung

Oxidationszahl - eine einfache Erklärung3:26
Video von Galina Schlundt3:26

Oxidationszahl ist ein Fachbegriff aus der Chemie, der häufig bei Redoxvorgängen vorkommt. Hier soll er einfach erklärt und anhand einiger Beispiele näher erläutert werden.

Was Sie benötigen:

  • Grundwissen" Redoxvorgänge"

Redoxvorgänge und Oxidationszahl - der Zusammenhang

  • Viele chemische Vorgänge sind sog. Redoxvorgänge, bei denen die chemische Reaktion durch Elektronenabwanderung bzw. -aufnahme vonstattengeht.
  • Ein Teilchen wird reduziert, wenn es ein Elektron aufnimmt. In einer vereinfachten Form entsprach dies in früheren Definitionen der Sauerabgabe. Ein Teilchen kann in diesem Fall ein Atom, ein Molekül, ein Ion oder ein mehratomiges Ion sein.
  • Ein Teilchen wird oxidiert, wenn es ein Elektron abgibt. In diesem Fall wird Sauerstoff gebunden (folgt man der früheren Definition).
  • Bei einer chemischen Reaktion ist die Zahl der durch Oxidation gelieferten Elektronen gleich der Zahl der durch Reduktion verbrauchten Elektronen.
  • Anfänger haben in der Regel bei Redoxvorgängen das Problem, die Richtung des Elektronenflusses anhand der Reaktionsgleichung herauszufinden.
  • Um dies zu erleichtern, wurde der Begriff "Oxidationszahl" geschaffen.
  • Die Oxidationszahl beschreibt nichts anders als die Elektronensituation der Einzelatome innerhalb eines Teilchens, sprich: haben sie Elektronen abgegeben oder aufgenommen.
  • Viele Oxidationszahlen basieren auf bekannten Wertigkeiten. Zudem helfen Regeln (siehe unten), diese Oxidationszahlen zu ermitteln.
  • Oxidationszahlen können negativ und positiv sein, je nachdem ob Elektronen in einer Redoxreaktion abgegeben bzw. aufgenommen wurden. Die negative Oxidationszahl kann maximal -8 betragen (entsprechend der Oktettregel).
  • Ein Hinweis noch: Früher wurden Oxidationszahlen durch römische Ziffern ausgedrückt, man findet sie so auch noch in vielen Lehrbüchern. Allerdings ist man teilweise dazu übergegangen, Oxidationszahlen in arabischen (also normalen) Ziffern zu schreiben.

Regeln für Oxidationszahlen - diese müssen Sie lernen

  • Elemente erhalten stets die Oxidationszahl "Null"; man geht hier von einer ausgeglichenen, sprich mit dem Periodensystem übereinstimmenden, Elektronensituation aus. Diese Regel gilt übrigens auch für H2, N2, O2 und die Halogene. 
  • Bei Ionen nehmen Sie als Oxidationszahl einfach die Ionenwertigkeit. So hat Na+ beispielsweise die Oxidationszahl +1 (frühere Schreibweise +I). 
  • Metallionen haben stets positive Oxidationszahlen, da sie Elektronen abgegeben haben. So ist die Oxidationszahl von Fe2+ beispielsweise +2. 
  • Wasserstoff hat stets die Oxidationszahl +1 (gibt in Reaktionen 1 Elektron ab); Sauerstoff hat stets die Oxidationszahl -2 (nimmt in Reaktionen 2 Elektronen auf). Ausnahme ist Wasserstoffperoxid, hier hat Sauerstoff die Oxidationszahl -1. 
  • Hat man neutrale Moleküle, so ist die Summe der Oxidationszahlen immer Null. Für Schwefelsäure H2SO4 gilt beispielsweise, dass Sauerstoff 4 x (-2) = - 8, Wasserstoff 2 x (+1) = 2 hat. Da Schwefelsäure jedoch als Molekül die Oxidationszahl Null haben muss, hat Schwefel in dieser Verbindung die Oxidationszahl +6 (die Summe von oben ist Null).
  • Bei mehratomigen Ionen ist die Summe der Oxidationszahlen gleich der Ionengesamtladung.
  • Auch diese Regel hilft, Oxidationszahlen bestimmter Elemente zu ermitteln. Für das Permanganation MnO4- gilt: Der Sauerstoff hat 4 x (-2) = -8. Da die Summe jedoch den Wert -1, die Ionenladung ergeben muss, kann für Mangan nur die Oxidationszahl +7 herauskommen.
  • Achtung: Es gibt Elemente, die je nach Verbindung in verschiedenen Oxidationsstufen vorkommen. Dies entspricht verschiedenen Wertigkeiten dieser Elemente.

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