Oxidationszahlen

Oxidationszahlen sind eine Buchführung über Elektronen: Man tut so, als bestünde jede Verbindung nur aus Ionen.

• Elektronegativität:EN, Maß für die Anziehung von Bindungselektronen: H 2,2 · C 2,6 · N 3,0 · O 3,4.
• Zuordnung:Jedes Bindungselektronenpaar gehört ganz dem Atom mit der größeren EN; freie Elektronenpaare bleiben beim Atom.
• Gleiche Atome:Die Bindungselektronen werden geteilt — jedes Atom erhält die Hälfte.
• Oxidationszahl:OZ, gedachte Ladung des Atoms nach dieser Zuordnung, als römische Ziffer über dem Symbol: \(\overset{+\mathrm{I}}{\ce{H}}{}_2\overset{-\mathrm{II}}{\ce{O}}\).
• Summe:Die OZ aller Atome ergeben zusammen die Ladung des Teilchens — beim Molekül 0, beim \(\ce{NH4+}\)-Ion +1.

Tippe eine Bindung an, um ihre Elektronen einem Atom zuzuordnen (Tastatur: Tab zur Bindung, Pfeiltaste in Richtung des Atoms, Enter wechselt durch). Sobald alle Bindungen eines Atoms verteilt sind, erscheint seine Oxidationszahl. „Prüfen“ zeigt, ob du nach der EN entschieden hast.

Halte fest: Die Bindungselektronen wandern gedanklich zum elektronegativeren Atom — dasselbe Element kann so je nach Bindungspartnern ganz verschiedene Oxidationszahlen haben.

Für einfache Teilchen genügen Regeln — ohne Lewis-Formel.

• Elemente:OZ 0, z. B. \(\ce{Cu}\), \(\ce{O2}\), \(\ce{Cl2}\).
• Einatomige Ionen:OZ = Ionenladung: \(\ce{Cu^2+}\) +II, \(\ce{Cl-}\) −I.
• Feste Werte:Fluor −I; Wasserstoff meist +I (in Metallhydriden wie \(\ce{NaH}\): −I); Sauerstoff meist −II (in Peroxiden wie \(\ce{H2O2}\): −I).
• Rest:aus der Summe: \(\ce{SO4^2-}\): \(x + 4\cdot(-2) = -2\) → S: +VI.
• Oxidation:Abgabe von Elektronen — die OZ steigt: \(\overset{0}{\ce{Mg}} \to \overset{+\mathrm{II}}{\ce{Mg}}{}^{2+}\).
• Reduktion:Aufnahme von Elektronen — die OZ sinkt: \(\overset{0}{\ce{O}}{}_2 \to \overset{-\mathrm{II}}{\ce{O}}{}^{2-}\).
• Redoxreaktion:Oxidation und Reduktion laufen immer gemeinsam ab.