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Anorganische Chemie - Oxidationszahlen

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Anorganische Chemie

Oxidationszahlen

Eine Oxidationszahl ist eine Hilfsgröße, die lediglich eine formalen Charakter besitzt und daher nicht mit echten Ladungen zu verwechseln ist. Um eine Oxidationszahl herleiten zu können, müssen wir uns erneut an die Definition der Elektronegativität $ EN $ erinnern:

Merke

Hier klicken zum Ausklappen Definition Elektronegativität: Bei der Elektronnegativität $ EN $ handelt es sich um ein relatives Maß, welches angibt wie stark Elemente dazu neigen Elektronen in einer Bindung an sich zu ziehen. 

Den Wert nach Pauling können wir für jedes Element im Periodensystem finden. 

Anschauungsbeispiel:

Chlorwasserstoff/ Salzsäure
Chlorwasserstoff/ Salzsäure

Uns liegt die Verbindung Salzsäure (HCl) vor. Laut Periodensystem beträgt die Elektronegativität von Chlor $ EN = 3,16 $ und die von Wasserstoff $ EN = 2,2 $. Die sich ergebende Elektronegativitätsdifferenz beträgt $ \Delta EN \approx 0,9 $. Diese wird durch die Partialladungen $ \varphi + $ und $\varphi - $ verbildlicht. 
Anhand der Zahlenwerte wissen wir, dass Chlor $ \delta - $ ein höhere Bestreben aufweist Bindungselektronen an sich zu ziehen als Wasserstoff $ \delta - $. 
Aus diesem Grund werden alle Bindungselektronen vollständig dem elektronegativeren Bindungspartner zugezählt. In unserem Beispiel ist dies Chlor. Das Wasserstoffelektron wird verschoben:

Verschiebung des Wasserstoffelektron
Verschiebung des Wasserstoffelektron

Wie dies dann bildlich aussieht, zeigen wir Ihnen in der kommenden Abbildung:

Salzsäure
Salzsäure

Durch diesen Vorgang erhält das Chloratom formal ein Elektron $ e^- $ mehr, als es zuvor hatte. Dem Wasserstoffatom fehlt hingegen formal ein Elektron $ e^- $. Aus diesem Grund trägt das Wasserstoffatom in der obigen Oxidationzahl die Oxidation $ +I $ und das Chloratom die Oxidationszahl $ -I $. Die Summe der Oxidationszahlen gibt den Wert 0, da das HCl-Molekül nach außen ein neutrales Teilchen. 

Merke

Hier klicken zum Ausklappen Die Oxidationszahlen können entweder als römische oder als arabische Ziffern geschrieben werden. 

Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen

Aus dieser Vorgehensweise für diese und andere Verbindungen, ergaben sich folgende Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen:

1. Elemente ($ Na, Cu, H_2, etc) \rightarrow $ Oxidationszahl = 0 

2. Ionen ( $ Na^+, Cl^-, etc) \rightarrow $ Oxidationszahl = Wertigkeit des Ions

3. Gebundener Wasserstoff ( z.B. $ H_2O  ) \rightarrow $ Oxidationszahl = +I (mit Ausnahmen)

4. Gebundener Sauerstoff (z.B. $ H_2O ) \rightarrow $ Oxidationszahl = - II (mit Ausnahmen)

5. Gebundene Alkalimetalle (z.B in $ NaCl ) \rightarrow $ Oxidationszahl = + I

6. Gebundene Halogene ( z.B.  in $ HF ) \rightarrow $ Oxidationszahl = - I  

Viele Verbindungen bestehen aus mehr, als den in der Tabelle aufgeführten Elementen. Dennoch ist es möglich für jeden Bindungspartner einer Verbindung die Oxidationszahl zu bestimmen. Man muss nur wissen, dass die Summe der Oxidationszahlen letztlich die Ladung des gesamten Moleküls ergibt. Bei neutralen Molekülen darf keine Ladung übrig bleiben. 

Bestimmung der Oxidationszahlen von Ammoniak

Ammoniak $ NH_3 $ beinhaltet gebundenen Wasserstoff mit der Oxidationszahl $ +I $ [siehe 3. Regel].

Ammoniak
Ammoniak

Mit diesem Wissen und der Kenntnis, dass drei Wasserstoffatome $ H $ enthalten sind, ergibt sich für das Stickstoffatom $ N $ die formale Ladung $ +III $

Ammoniak
Ammoniak

In Summe ist Ammoniak ein neutrales Molekül, weshalb das Stickstoffatom $ N $ die formale Ladung von $ +III$ durch seine Oxidationszahl kompensieren muss. Aus diesem Grund hat $ N $ die Oxidatsionzahl $ -III $.  In Summe ist die Oxidationszahl für das Molekül wieder 0.