Oxidationszahlen

Anwendung der Oxidationszahlen

Stell dir einmal vor, dass alle mehratomigen Moleküle einer Reaktionsgleichung nicht als kovalente Bindungen, sondern als Ionen vorliegen würden. Diesen “Ionen” weißt Du anschließend die bereits genannten hypothetischen Ladungen zu. Lass uns dazu einmal ein Beispiel anschauen, bei dem Du die folgende Reaktionsgleichung betrachtest:

$\mathrm{Mg}+2\mathrm{HCl}\to \mathrm{MgCl}+{\mathrm{H}}_2$

Die Aufgabe besteht nun darin herauszufinden, ob es sich bei der Reaktion um eine Redoxreaktion handelt und wenn ja, was reduziert und was oxidiert wird. Der erste Schritt ist nun, sich die theoretischen Ionen vorzustellen. Hier das Ganze einmal aufgeschrieben:

$\mathrm{Mg}+\mathbf{2}\mathbf{}{\mathbf{H}}^{\mathbf{+}}\mathbf{}\mathbf{+}\mathbf{}\mathbf{2}\mathbf{}{\mathbf{Cl}}^{\mathbf{-}}\mathbf{}\to {\mathbf{Mg}}^{\mathbf{2}\mathbf{+}}\mathbf{}\mathbf{+}\mathbf{}\mathbf{2}\mathbf{}{\mathbf{Cl}}^{\mathbf{-}}+{\mathrm{H}}_2$

In diesem Beispiel liegen die Verbindungen auch als reale Ionen vor, denn die Reaktion findet tatsächlich in Lösung statt. Oftmals findest Du also auch bei der Aufstellung der Oxidationszahlen direkt die Ladungen der eigentlichen Ionen heraus. Als zweiten Schritt weißt Du den theoretischen Ionen ihre hypothetische Ladung zu. Dafür gibt es einige sehr hilfreiche Regeln, die Du beachten musst.

Oxidationszahlen – Regeln

Tatsächlich gibt es zahlreiche Regeln, die für Oxidationszahlen gelten. Zu jeder gibt es zudem einige Ausnahmen. Im Folgenden lernst Du die wichtigsten Regeln und ihre Ausnahmen schrittweise kennen, damit auch die Umsetzung für dich nicht zum Problem wird.

1. Atome in ihrer elementaren Form haben die Oxidationszahl ±0.

Du erinnerst dich sicherlich an Magnesium in der vorherigen Gleichung. Magnesium kommt hier in seiner elementaren Form vor, das heißt, es steht allein. Weitere Beispiele sind:

$\stackrel{0}{\mathrm{Cu}},\stackrel{0}{\mathrm{Zn}},\stackrel{0}{\mathrm{Al}},\stackrel{0}{\mathrm{Na}},\stackrel{0}{\mathrm{Ca}},...$

2. Einatomige Ionen erhalten eine Oxidationszahl entsprechend der Ladung des Ions.

Zurück zu dem Beispiel von vorhin. Dort findest Du unter anderem auch H⁺. Wasserstoff ist in diesem Fall einfach positiv geladen und erhält somit die Oxidationszahl +1.

Weitere Beispiele für einatomige Ionen mit entsprechender Oxidationszahl sind:

$\stackrel{+1}{{\mathrm{K}}^{+}},\stackrel{+2}{{\mathrm{S}}^{2+}},\stackrel{-1}{{\mathrm{Cl}}^{-}},\stackrel{+2}{{\mathrm{Ca}}^{2+}},\stackrel{+3}{{\mathrm{Al}}^{3+}},...$

3. Nichtmetalle haben meist negative Oxidationszahlen, Metalle besitzen positive Oxidationszahlen.

Die folgende Tabelle zeigt dir dabei die wichtigsten Elemente mit ihrer entsprechenden Oxidationszahl. Wichtig ist dabei, dass Du nicht vergisst, dass die Regeln nur für die jeweiligen Elemente in Verbindung gelten.

Wenn sich zwei Regeln gegenseitig behindern, wendest Du immer die Regel zuerst an, die für das Element mit der höheren Elektronegativität gilt. Dieses zieht die Elektronen stärker an und muss daher zuerst beachtet werden. Das zweite Element wird daran angepasst.

4. Die Summe der Oxidationszahlen in einer Verbindung ist gleich der Ladung der Verbindung

Sobald nun komplexe Moleküle auftrete oder die Ionen mehratomig sind, erscheinen Oxidationszahlen auf den ersten Blick nicht machbar. Mithilfe der dir vorgestellten Regeln wirst Du aber auch hier schnell zum Profi. Wichtig ist, dass Du immer bedenkst, dass die Summe der Oxidationszahlen gleich der Ladung der Verbindung ist. Ist ein Molekül neutral, ist die Summe gleich 0.

Das erste Beispiel, dass Du Dir anschaust, ist Ammonium (NH₄⁺). Wie Du siehst, ist das Ion einfach positiv geladen. Die Summe muss also +1 ergeben. Für Stickstoff (N) ist die Oxidationszahl nicht bekannt, also variabel. Dafür kennst Du die Oxidationszahl für Wasserstoff mit einem Nichtmetall: +1. Es ergibt sich eine vierfach positive Ladung. Da das Ergebnis aber nur einfach positiv sein soll, benötigt es eine -3, die dann der Stickstoff erhält.

$\stackrel{-3}{\mathrm{N}}{{\stackrel{+1}{\mathrm{H}}}_4}^{+}$

Das Gleiche gilt für das Sulfation (SO₄^2-). Als Tipp zur Bestimmung: Sauerstoff besitzt die Oxidationszahl -2. Nun musst Du nur noch rechnen und erhältst folgenden Oxidationszahlen:

$\stackrel{+6}{\mathrm{S}}\stackrel{-2}{{\mathrm{O}}_4}{4}^{2-}$

In der folgenden Tabelle sind noch ein paar weitere Beispiele für dich. Es werden 3 Moleküle betrachtet und sie bestehen jeweils aus zwei Elementen. Das erste Element in der Tabelle ist immer das, welches Du durch eine der Regeln bestimmst. Das zweite Element wurde rechnerisch ermittelt, indem darauf geachtet wurde, dass die Summe der Oxidationszahlen der Ladung des Moleküls entsprach (Regel 4).

Für den Schwefelwasserstoff (H₂S) ist direkt zu erkennen, dass der Wasserstoff einen Wert von +1 haben muss. Da es zwei Wasserstoffe gibt, und das Molekül insgesamt neutral ist, muss Schwefel in der Verbindung einen Wert von -2 haben. Die anderen beiden Beispiele wurden nach dem gleichen Prinzip berechnet.

Anwendung der Regeln in Reaktionen

Aber nochmal zurück, zum Beispiel von oben und wie Du die Oxidationszahlen dort bestimmen kannst.

$\mathrm{Mg}+\mathbf{2}\mathbf{}{\mathbf{H}}^{\mathbf{+}}\mathbf{}\mathbf{+}\mathbf{}\mathbf{2}\mathbf{}{\mathbf{Cl}}^{\mathbf{-}}\to {\mathbf{Mg}}^{\mathbf{2}\mathbf{+}}\mathbf{}\mathbf{+}\mathbf{}\mathbf{2}\mathbf{}{\mathbf{Cl}}^{\mathbf{-}}\mathbf{}+{\mathrm{H}}_2$

Magnesium (Mg) und Wasserstoff (H₂) liegen in der Gleichung in elementarer Form vor, weshalb sie jeweils die Ladung 0 erhalten. (1. Regel). Die markierten Elemente liegen nun nicht mehr als Moleküle, sondern als hypothetische Ionen vor. Die Wertigkeiten der Elemente findest Du ganz einfach im Periodensystem der Elemente anhand der Hauptgruppen, wodurch Du die Ladungen der Ionen herausfindest und durch die 2. Regel entsprechend ihren Oxidationszahlen bestimmen kannst. Eine Übersicht zu den Zahlen kannst Du in Abbildung 1 sehen.

Abbildung 1: Gleichung unter Angabe der Oxidationszahlen

Um das zu festigen, noch ein weiteres Beispiel der Verteilung von Oxidationszahlen. Diesmal stellst Du Dir die Ionen nur vor und schreibst sie nicht auf, um etwas schneller zu werden.

$\mathrm{CuO}+\mathrm{Fe}\to \mathrm{FeO}+\mathrm{Cu}$

Eisen (Fe) und Kupfer (Cu) liegen elementar vor, weshalb ihre Oxidationszahl jeweils 0 ist. Kupferoxid (CuO) hat ein Sauerstoff, dass laut der 2. Regel mit -2 bewertet wird. Da das gesamte Molekül keine Ladung hat, müssen die Oxidationszahlen zusammen 0 ergeben (4. Regel). Deshalb hat das Cu die Oxidationszahl +2. Eisenoxid (FeO) kann auf gleichem Wege berechnet werden. Sauerstoff hat die Oxidationszahl -2, weshalb das Eisen die Oxidationszahl +2 erhalten muss (Abbildung 2).

Abbildung 2: Beispielgleichung mit Oxidationszahlen und Erkennung der Reduktion und Oxidation

In dieser Reaktion wurde nur als Beispiel direkt auch schon die Reduktion und die Oxidation beschriftet. Das wird aber nach dem nächsten Abschnitt noch einmal genauer betrachtet.

Organische Verbindungen und die Lewis-Formel

Die vorherigen Beispiele haben sich nur auf anorganische Verbindungen bezogen und waren zudem auch recht einfach gehalten. Es gibt allerdings Situationen, in denen komplexere Moleküle wie organische Verbindungen betrachtet werden oder Du einfach eine Lewis-Formel vorgegeben bekommst.

Bedenke aber, dass Elektronenpaare, die zwischen zwei Atomen liegen, auch von beiden genutzt werden können. Welches Atom in der Bindung diese Elektronen nun aber nutzen darf, hängt von der Elektronegativität des Atoms ab und wird in Abbildung 4 gezeigt. Umso höher die Elektronegativität ist, desto wahrscheinlicher ist es, dass sich das Elektron im Umfeld des elektronegativeren Atoms befindet. Dadurch entsteht ein Dipolmoment und das Atom wird negativer als das Atom, welches das Elektron abgegeben hat.

Abbildung 4: Darstellung der Dipolmomente in der Lewis-Formel

Im Methan hat der Sauerstoff mit 3,44 eine höhere Elektronegativität als der Wasserstoff (2,2), weshalb sich eine Tendenz der Elektronen zum Sauerstoff zeigt. Haben beide Atome eine fast identische Elektronegativität oder handelt es sich sogar um das gleiche Atom, werden die Bindungselektronen unter ihnen gleichmäßig aufgeteilt.

Egal welche Aufgabe Du vorgesetzt bekommst, es kann hilfreich sein, die Aufgabe mit der Lewis-Formel zu lösen, da sie die Lage und Umlagerung der Valenzelektronen und damit auch die Entstehung der Oxidationszahlen besser darstellt.

Was wird also genau gezeigt?

Zu erkennen sind die Valenzelektronen eines jeden Atoms und ob sie frei vorliegen oder mit einem anderen Atom geteilt werden. Je nach Elektronegativität der Atome, die an einer Bindung beteiligt sind, können die beteiligten Valenzelektronen aufgeteilt werden, wodurch sich wiederum die Oxidationszahlen der Atome ändern. In Abbildung 5 kannst Du dir dazu mal ein Beispiel ansehen. Fokussiere dich zu Beginn erstmal ausschließlich auf das linke Kohlenstoffatom.

Abbildung 5: Darstellung des Ethanols als Lewis-Formel

Du kannst hier ein Kohlenstoffatom erkennen, das vier Bindungen eingegangen ist. Dreimal mit Wasserstoff- und einmal mit einem anderen Kohlenstoffatom. Da das Kohlenstoff vier Valenzelektronen hat, kann es auch vier Elektronen für Bindungen mit anderen Atomen bereitstellen. Schaust Du Dir die beteiligten Atome genauer an, ist zu erkennen, dass Kohlenstoff eine höhere Elektronegativität hat als Wasserstoff und somit die Bindungselektronen der Wasserstoff-Ionen zu sich hin zieht. Da die beiden Kohlenstoffatome die gleiche Elektronegativität aufweisen, werden die Bindungselektronen zwischen ihnen gleichmäßig aufgeteilt.

Das betrachtete Kohlenstoffatom (links) hat also keine seiner Bindungselektronen abgegeben und drei Elektronen erhalten. Somit ergibt sich eine Oxidationszahl von -3. Hätte es hingegen nur seine Bindungselektronen behalten und keine zusätzlichen bekommen, wäre die Oxidationszahl bei 0 geblieben. Und wäre das Gegenteil eingetreten und das Kohlenstoffatom hätte drei seiner Bindungselektronen abgeben müssen, so wäre die Oxidationszahl auf +3 gestiegen.

Gleichzeitig kannst Du jetzt aussagen, dass die Oxidationszahl aller beteiligten Wasserstoff-Ionen +1 beträgt, denn sie haben jeweils ein Bindungselektron an das Kohlenstoff abgegeben und keine weiteren Bindungspartner (siehe Abbildung 6).

Abbildung 6: Darstellung der Oxidationszahlen am Ethanol

So kannst Du das gesamte Molekül durchexerzieren und würdest die Oxidationszahlen in Abbildung 7 erhalten.

Abbildung 7: Darstellung der Oxidationszahlen am gesamten Ethanol

Oxidationszahlen: Erkennen einer Redoxreaktion

Den Sinn hinter diesem ganzen Aufwand findest Du nun in der zum Beginn gestellten Aufgabe. Ist unsere Reaktion nun eine Redoxreaktion oder nicht? Schau dazu doch nochmal kurz in unseren Rückblick zu Redoxreaktionen rein, damit Du auch wirklich die Anwendung verstehen kannst.

Die erste Teilreaktion ist die Reduktion und Du erkennst sie daran, dass ein Molekül beziehungsweise ein Atom der Gleichung eine Verringerung der Oxidationszahl erfahren hat. Die Oxidation und damit die zweite Teilreaktion erkennst Du an der Erhöhung der Oxidationszahl eines Moleküls. Moleküle deren Oxidationszahlen gleich bleiben, werden "begleitende Moleküle" genannt. Sie haben vielleicht eine essenzielle Funktion in der Reaktion, sind jedoch nicht an der Reduktion oder Oxidation beteiligt. In Abbildung 8 kannst Du nun erkennen, welche Moleküle reduziert und welche oxidiert wurden.

Abbildung 8: Gleichung mit Oxidationszahlen und Teilreaktionen

Oxidation: $\mathrm{Mg}\to {\mathrm{Mg}}^{2+}+2{\mathrm{e}}^{-}$

Reduktion: $2{\mathrm{H}}^{+}+2{\mathrm{e}}^{-}\to {\mathrm{H}}^2$

Die Reaktionsgleichung zeigt also nachgewiesenermaßen eine Redoxreaktion und zugleich konntest Du feststellen, welche Moleküle oxidiert und welche reduziert wurden. Damit Du Dir aber noch etwas besser vorstellen kannst, warum Du die Oxidationszahlen wirklich brauchst, um eine Redoxreaktion beschreiben zu können, wird jetzt noch mal die atomare Ebene einer Verbindung betrachtet.

Oxidationszahlen versus Formalladung versus wirkliche Partialladung

Mit den Oxidationszahlen hast Du eine Theorie kennengelernt, in welcher die Verteilung der Elektronen in den Bindungen komplett von den Elektronegativitäten abhängt. Elektronen werden also eindeutig einem Atom zugewiesen und die Zuweisung passiert aufgrund ihrer Elektronegativität. Bei der Salzsäure (HCl) würde das Valenzelektron des Wasserstoffatoms also zu denen des Chloratoms gezählt werden (siehe Abbildung 9).

Abbildung 9: Valenzelektronen Anordnung der Salzsäure im Oxidationszahlen Modell

Ein anderes Modell beachtet die Elektronegativitäten hingegen gar nicht. Die Formalladung betrachtet die Bindungselektronen einer Bindung und teilt sie immer gleichmäßig unter den Bindungspartnern auf. Jedoch werden auch in diesem Modell die Elektronen eindeutig einem Atom zugeordnet, um zu erkennen, ob in der Bindung eine Differenz an Elektronen zum neutralen Zustand des Atoms besteht (Abbildung 10).

Abbildung 10: Valenzelektronen Anordnung der Salzsäure im Modell der Formalladungen

Die letzte Theorie, die in diesem Zusammenhang betrachtet wird, ist die tatsächliche Partialladung von Molekülen. Dieses Modell zeigt uns auf, dass sowohl die Oxidationszahl, als auch die Partialladung den Zustand der Valenzelektronen in einer Bindung nicht wirklich korrekt beschreiben. Zwar wird auch hier die Elektronegativität der Atome einer Bindung und die bei einer Differenz vorliegenden Partialladung betrachtet, aber eindeutig zugewiesen werden Valenzelektronen beziehungsweise Bindungselektronen nicht.

Es lässt sich also eine Aussage darüber treffen, wo sich die Valenzelektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit befinden und das kann durch eine Elektronendichteverteilung dargestellt werden, aber mehr auch nicht. Das Beispiel in Abbildung 11 zeigt erneut die Verbindung von Wasserstoff und Chlor in einem HCl-Molekül. Dabei wird die Elektronendichte mit einem Farbcode beschrieben. Von blau als Region, in der eine positivere Ladung vorherrscht, zu rot, in der eine negative Ladung vorliegt. Und dazu sind Bereiche, die einen Übergang dieser Farben beziehungsweise der Elektronendichte aufzeigen, als grün und gelb zu erkennen.

Abbildung 11: Valenzelektronen Anordnung der Salzsäure im Modell der tatsächlichen Partialladung

Warum Du die Oxidationszahlen brauchst

Warum genau schaust Du Dir jetzt die Oxidationszahlen an, wenn es doch offensichtlich nicht absolut der Wahrheit entspricht?

Zuerst einmal muss eine Theorie nicht zu 100 % der Realität entsprechen, um als Hilfsmittel genutzt zu werden. Oxidationszahlen erlauben uns trotz ihrer Ungenauigkeiten die Vorgänge in kovalenten Bindungen zu verstehen und erste Schlüsse daraus zu ziehen. Außerdem ist das Verständnis für die Oxidationszahlen eine Grundlage, um weitere meist komplexere Modelle verstehen zu können. Das Prinzip dahinter heißt lies to children ("Lügen für Kinder") und nein, das ist nichts Schlechtes. Im Gegenteil! Das ist ein Prozess, durch den jede Person gehen muss, wenn sie gewisse Dinge (besser) verstehen möchte.

Also, auch wenn es dir im ersten Moment unnütz vorkommen mag, so haben Oxidationszahlen ihre Berechtigung und sie werden dir einen neuen Blick auf chemische Verbindungen aufzeigen, der dir im Anschluss den Zugang zu weiteren Modellen ermöglicht.