Oxidationszahl

Die Oxidationszahl N_ox (auch Oxidationsstufe) gibt an, wie viele Elementarladungen ein Atom innerhalb einer Verbindung formal aufgenommen beziehungsweise abgegeben hat.

Eine andere Definition lautet: Die Oxidationszahl eines Atoms in einer chemischen Verbindung ist formal ein Maß zur Angabe der Verhältnisse der Elektronendichte um dieses Atom. Eine positive Oxidationszahl zeigt an, dass die Elektronendichte gegenüber seinem Normalzustand verringert ist, eine negative zeigt an, dass die Elektronendichte um das Atom erhöht ist.

Die Oxidationszahl ist ein für chemische Überlegungen nützlicher Formalismus, der oftmals nur wenig mit der realen Ladung eines Atoms zu tun hat. Es kann durchaus vorkommen, dass Atomen in einer Verbindung eine negative formale Oxidationszahl zugeordnet wird, obwohl sie gleichzeitig eine positive Formalladung tragen. Die Oxidationszahl unterscheidet sich in kovalenten Verbindungen vom Begriff der Wertigkeit.

Nutzen

Die Oxidationszahlen dienen bei Redoxreaktionen dazu, die Vorgänge besser zu erkennen. Die Übertragung der Elektronen von einem Atom auf ein anderes zeigt sich daran, dass sich die Oxidationszahl des einen (das Elektronen abgibt) erhöht, die des anderen (das Elektronen aufnimmt) verringert. KOSTA STINKT UND HAT NE SCHEBBIGGE ZAHNSPANGE!!!!!! Oft wird erst durch die Bestimmung der Oxidationszahlen einzelner Atome klar, welche chemische Reaktion abläuft.

Angabe der Oxidationszahl

Oxidationszahlen werden in Verbindungen in römischen Ziffern über die Atomsymbole geschrieben (Bsp. ${\stackrel {\mathrm {-II} }{\mathrm {O} }}$). Steht das Elementsymbol alleine, so werden sie häufig als arabische Ziffern wie bei Ionen geschrieben. Gemäß IUPAC werden nur bei negativen Oxidationszahlen Vorzeichen gesetzt.

Bestimmung der Oxidationszahl

Die Oxidationszahl lässt sich mit Hilfe folgender Regeln herleiten:

1. Atome im elementaren Zustand haben immer die Oxidationszahl 0 (0 ist aber auch in Verbindungen möglich).
2. Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung.
3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome einer mehratomigen neutralen Verbindung ist gleich 0.
4. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Gesamtladung dieses Ions.
5. Bei kovalent formulierten Verbindungen (so genannten Valenzstrichformeln, Lewis-Formeln) wird die Verbindung formal in Ionen aufgeteilt. Dabei wird angenommen, dass die an einer Bindung beteiligten Elektronen vom elektronegativeren Atom vollständig übernommen werden.
6. Die meisten Elemente können in mehreren Oxidationsstufen auftreten.

Hilfsregeln

In der Praxis hat es sich als hilfreich erwiesen, für die Bestimmung der Oxidationszahlen einige Regeln zu formulieren:

1. Metallatome bekommen in Verbindungen und als Ionen immer eine positive Oxidationszahl.
2. Alkalimetalle haben stets +I und Erdalkalimetalle stets +II als Oxidationszahl.
3. Das Fluoratom (F) bekommt in Verbindungen außer mit sich selbst immer die Oxidationszahl −I.
4. Ein Wasserstoffatom hat im Allgemeinen die Oxidationszahl +I. (Gilt nicht, wenn Wasserstoff mit „elektropositiveren“ Atomen wie Metallen (Hydride) oder sich selbst direkt verbunden ist.)
5. Ein Sauerstoffatom hat im Allgemeinen die Oxidationszahl −II, in Peroxiden −I und mit Fluor +II (Für Verbindungen, in denen Sauerstoff direkt mit sich selbst oder mit dem elektronegativeren Fluor verbunden ist, siehe Regel 7. und 9.)
6. Halogenatome (Fluor, Chlor, Brom, Iod) haben im Allgemeinen die Oxidationszahl (−I), außer in Verbindung mit Sauerstoff oder einem Halogen, das im Periodensystem höher steht.
7. elementarer Zustand: Oxidationszahl ist 0 (z. B. I₂, C, O₂, P₄, S₈)
8. Ionenverbindung: Summe der Oxidationszahlen ist identisch mit der Ionenladung
9. kovalente Bindung: Bindungselektronen werden dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt, gleiche Bindungspartner erhalten je die Hälfte der Bindungselektronen; die Oxidationszahl entspricht den zugeteilten Bindungselektronen im Vergleich zu der Anzahl der normalerweise vorhandenen Außenelektronen.

Graphische Bestimmung von Oxidationszahlen

Als Beispiel soll die Phosphorsäure (H₃PO₄) dienen:

• Zunächst wird die Lewis-Formel aufgezeichnet.
• Anschließend werden die Elektronen den Atomen nach der Elektronegativität zugeordnet
• Ausgehend von den Valenzelektronen kann man dann die Oxidationszahl berechnen. Beispiel: Sauerstoff besitzt normalerweise 6 Valenzelektronen (VI. Hauptgruppe). Auf Grund der höheren Elektronegativität des Sauerstoffs sind die Bindungselektronen zwischen dem Sauerstoff und dem Wasserstoff (oder dem Phosphor) dem Sauerstoff zuzuordnen. In der Bilanz erhält der Sauerstoff dadurch zusätzlich zu den 6 vorhandenen zwei weitere Elektronen. Daher ist die Oxidationszahl −II. Der Phosphor steht in der V. Hauptgruppe, hat also normalerweise 5 Valenzelektronen. Da diese alle dem Sauerstoff zugeordnet werden, „fehlen“ ihm fünf Elektronen und er erhält die Oxidationszahl +V.

Ein weiteres Beispiel zeigt einerseits, wie ein- und dasselbe Atom (hier das Kohlenstoff-Atom) unterschiedliche Oxidationszahlen hat, und andererseits wie sich Oxidationszahlen während der Reaktion verändern (hier am Beispiel der Tollensprobe/Silberspiegelprobe):