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Oxidationszahlen Grundlagen

Oxidationszahlen (auch Oxidationsstufe) geben an, ob ein Atom durch eine Elektronenverschiebung Elektronen aufgenommen oder abgegeben hat und wenn ja, wie viele. Die Bestimmung der Oxidationszahlen ist für Ionen, Elemente und für Atome innerhalb von Molekülen möglich.

Nutzen

Oxidationszahlen benötigst du bei Redoxreaktionen, also wenn bei einer Reaktion eine Oxidation und eine Reduktion ablaufen. Die Oxidation und Reduktion beziehen sich dabei aber immer nur auf einzelne Atome (auch innerhalb von Molekülen) und nicht auf ganze Moleküle!

In dieser Tabelle sind die Merkmale einer Oxidation und Reduktion nochmal dargestellt:

Merkmal	Oxidation	Reduktion
Atom wird...	Oxidiert	Reduziert
Elektronenauf- oder abgabe	Atom gibt Elektronen ab	Atom nimmt Elektronen auf
Oxidationszahlen	Vor der Reaktion niedriger als nach der Reaktion	Vor der Reaktion höher als nach der Reaktion

Mit den Oxidaitonszahlen kannst du also herausfinden, ob eine Redoxreaktion abläuft und welche Atome reduziert oder oxidiert werden.

Regeln zum Aufstellen der Oxidationszahlen

Du musst dir nicht alle Oxidationszahlen von allen Atomen in allen Molekülen merken. Es gibt ein paar Regeln, die du beachten musst. Dann ist das Ganze leicht.

Oxidationszahlen werden immer über dem chemischen Symbol und als römische Zahl angegeben.

Oxidationszahlen können negativ, positiv oder gleich 0 sein.

Ladungen

Die Summe aller Oxidationszahlen ergibt immer die Ladung.
Daraus ergibt sich folgendes:

Teilchen	Ladung	Oxidationszahl
Elemente	\pm~0 $\pm~0$	\small\textsf{Oxidationszahl} =0 $\small\textsf{Oxidationszahl} =0$
Moleküle	\pm~0 $\pm~0$	\small\textsf{Summe}_\textsf{Oxidationszahlen} = 0 $\small\textsf{Summe}_\textsf{Oxidationszahlen} = 0$
Einatomige Ionen	\text{A}^\text{Ladung} $\text{A}^\text{Ladung}$	\small\textsf{Oxidationszahl} = \textsf{Ladung} $\small\textsf{Oxidationszahl} = \textsf{Ladung}$
Mehratomige Ionen (geladene Moleküle)	\text{AB}^\text{Ladung} $\text{AB}^\text{Ladung}$	\small\textsf{Summe}_\textsf{Oxidationszahlen} = \textsf{Ladung} $\small\textsf{Summe}_\textsf{Oxidationszahlen} = \textsf{Ladung}$

Oxidationszahlen ausgewählter Elemente

Für einige Elemente ist die Oxidationszahl schon festgelegt:

Element	Oxidationszahl
Sauerstoff	\begin{aligned} &-II \quad &(\small\textsf{außer in Hyperoxiden und Peroxiden}) \end{aligned} $\begin{aligned} &-II \quad &(\small\textsf{außer in Hyperoxiden und Peroxiden}) \end{aligned}$
Wasserstoff	\begin{aligned} &+I \quad&&(\small\textsf{in Verbindung mit Nichtmetallen}) \\ &-I &&(\small\textsf{in Verbindung mit Metallen}) \end{aligned} $\begin{aligned} &+I \quad&&(\small\textsf{in Verbindung mit Nichtmetallen}) \\ &-I &&(\small\textsf{in Verbindung mit Metallen}) \end{aligned}$
Halogene	\begin{aligned} &-I \quad &\small(\textsf{fast immer}) \end{aligned} $\begin{aligned} &-I \quad &\small(\textsf{fast immer}) \end{aligned}$
Metalle	+ \small{~Nummer~der~Hautgruppe} \quad (\small\textsf{fast immer}) $+ \small{~Nummer~der~Hautgruppe} \quad (\small\textsf{fast immer})$

Beispiele für Oxidationszahlen von einatomigen Ionen

\overset{+III} {\text{Fe}^{3+}} \qquad \overset{-II} {\text{S}^{2-}} \qquad \overset{-II} {\text{O}^{2-}} \qquad

\overset{+III} {\text{Fe}^{3+}} \qquad \overset{-II} {\text{S}^{2-}} \qquad \overset{-II} {\text{O}^{2-}} \qquad

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Oxidationszahlen von Molekülen

Eisenoxid \text{Fe}_2\text{O}_3 $\text{Fe}_2\text{O}_3$

Bei nicht geladenen Molekülen ist die Summe aller Oxidationszahlen 0.

Es gilt also:

\begin{aligned} \textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Eisen} + \textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Sauerstoff} = 0 \end{aligned}

\begin{aligned} \textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Eisen} + \textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Sauerstoff} = 0 \end{aligned}

Da beide Atome aber mehrfach im Molekül vorkommen, musst du die Oxidationszahlen mit der jeweiligen Anzahl multiplizieren:

2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} + 3\cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{O} = 0

2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} + 3\cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{O} = 0

Sauerstoff hat meistens die Oxidationszahl -II $-II$ . Um besser rechnen zu können, nutzt du jetzt nicht mehr die römischen Ziffern, sondern die arabischen:

2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} + 3\cdot(-2) = 0

2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} + 3\cdot(-2) = 0

Das ganze musst du jetzt umstellen:

\begin{aligned} &2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} + 3\cdot(-2) &= &0 \\[2mm] &2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} + (-6) &= &0 \\[2mm] &2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} -6 &= &0 \qquad&&|+6 \\[2mm] &2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} &= &+6 \qquad &&|:2 \\[2mm] &\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} &= &+3 \end{aligned}

\begin{aligned} &2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} + 3\cdot(-2) &= &0 \\[2mm] &2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} + (-6) &= &0 \\[2mm] &2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} -6 &= &0 \qquad&&|+6 \\[2mm] &2 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} &= &+6 \qquad &&|:2 \\[2mm] &\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{Fe} &= &+3 \end{aligned}

Nun schreibst du die berechneten Oxidationszahlen über die Elementsymbole:

\overset{+III~-II} {\text{~~Fe}_2\text{O}_3}

\overset{+III~-II} {\text{~~Fe}_2\text{O}_3}

Methanol \text{CH}_3\text{OH} $\text{CH}_3\text{OH}$

Bei diesem Molekül gehst du genauso vor wie bei Eisenoxid:

1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} + 4\cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{H} + 1\cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{O} = 0

1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} + 4\cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{H} + 1\cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{O} = 0

Du kennst auch in diesem Fall wieder die Oxidationszahlen von Sauerstoff und Wasserstoff. Die kannst du also direkt einsetzen und anschließend nach dem Kohlenstoff umstellen:

\begin{aligned} &1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} &+ &4\cdot(+1) &+ &1\cdot(-2) &= &0 \\[2mm] &1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} &+ &4 &-&2 &= &0 \\[2mm] &1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} &+ &2 &&&= &0 \qquad&|-2 \\[2mm] &1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} &&&&&= &-2 \end{aligned}

\begin{aligned} &1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} &+ &4\cdot(+1) &+ &1\cdot(-2) &= &0 \\[2mm] &1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} &+ &4 &-&2 &= &0 \\[2mm] &1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} &+ &2 &&&= &0 \qquad&|-2 \\[2mm] &1 \cdot\textsf{Oxidationszahl}_\textsf{C} &&&&&= &-2 \end{aligned}

\overset{-II~+I~-II~+I} {\text{C~H}_3\text{~O~H}}

\overset{-II~+I~-II~+I} {\text{C~H}_3\text{~O~H}}

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