Wie bestimmt man Oxidationszahlen?

Wie bestimmt man Oxidationszahlen? Übung

• Definiere die Oxidationszahl.

  Tipps

  Es gibt drei richtige Antworten.

  Sauerstoff hat in den meisten Verbindungen die Oxidationszahl $\ce{−II}$.
  Das bedeutet, dass ein Sauerstoffatom zwei Elektronen aufnimmt.

  In der Ionenverbindung Natriumchlorid stellen die Oxidationszahlen die Ionenladung dar.

  Lösung

  Um zu erkennen, wie und wie viele Elektronen in einer Redoxreaktion übertragen werden, hilft die Oxidationszahl:

  • Sie basiert auf der Elektronegativität und der Anzahl der Außenelektronen eines Atoms.
  • Sie entspricht der gedachten oder tatsächlichen Ionenladung eines Atoms.
  • Sie wird jeweils als römische Zahl über die Elementsymbole aller beteiligten Stoffe einer Reaktion geschrieben.

  Das Vorzeichen drückt aus, ob Elektronen eher abgegeben oder aufgenommen werden. Ein Atom, das Elektronen aufnimmt, bekommt eine negative Oxidationszahl. Umgekehrt haben Atome, die Elektronen abgeben, eine positive Oxidationszahl.
  Der Zahlenwert zeigt die Anzahl der abgegebenen beziehungsweise aufgenommenen Elektronen an.

• Ermittle die Oxidationszahlen der Elemente des Periodensystems.

  Tipps

  Die Halogene stehen in der 7. Hauptgruppe. Somit haben sie sieben Außenelektronen und nehmen daher ein Elektron auf.

  In einer Verbindung mit gleichen Atomen gibt es keine Ladungsverschiebungen.

  Fluor ist ein Beispiel für ein Halogen.

  Lösung

  Um zu erkennen, wie und wie viele Elektronen in einer Redoxreaktion übertragen werden, hilft die Oxidationszahl.

  Es gibt ein paar Regeln, nach denen man Elementen ihre Oxidationszahlen zuordnen kann:

  • Neutrale Elemente oder auch Elementmoleküle haben die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{0}}$. Beispiele dafür sind Wasserstoff $\ce{(H_2)}$ und Sauerstoff $\ce{(O_2)}$.
  • Halogene stehen in der siebten Hauptgruppe. Daher haben sie die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{-I}}$. Typische Vertreter hierfür sind Fluor $\ce{(Fl)}$, Chlor $\ce{(Cl)}$ und Brom $\ce{(Br)}$.
  • Bei den Ionen der Metalle der ersten drei Hauptgruppen entspricht die Oxidationszahl immer der Gruppennummer. Somit weisen die Elemente der ersten Hauptgruppe die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{+I}}$ auf. Lithium $\ce{(Li)}$, Natrium $\ce{(Na)}$ und Kalium $\ce{(K)}$ sind Beispiele dafür.

• Bestimme die Oxidationszahlen der rot markierten Elemente in den jeweiligen Molekülen.

  Tipps

  Manche Elemente können – je nach Bindungspartner – unterschiedliche Oxidationszahlen aufweisen.

  Wasserstoff hat in Metallhydriden als Akzeptor die Oxidationszahl $\ce{-I}$.

  Sauerstoff hat in fast allen Verbindungen die Oxidationszahl $\ce{-II}$.
  In Verbindung mit Peroxiden ist das nicht der Fall.

  Lösung

  Anhand der Summenformel können wir mit einer kurzen Rechnung die fehlende Oxidationszahl erschließen. Die Oxidationszahlen in einem Molekül müssen addiert immer $\ce{0}$ ergeben. Kommt ein Atom mehrfach vor (dargestellt durch die tiefgestellte Zahl), muss das in der Rechnung berücksichtigt werden:

  
  

  Erstes Element: $\ce{CO_2}$

  Rechnung:
  $2 \cdot (\text{–II}) + x = 0$
  $ $–$4 + x = 0$
  $x = 4$

  Kohlenstoff $\ce{(C)}$ hat die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{+IV}}$.

  
  

  Zweites Element: $\ce{CH_4}$

  Rechnung:
  $4 \cdot (\text{+I}) + x = 0$
  $4 + x = 0$
  $x =~$–$4$

  Kohlenstoff $\ce{(C)}$ hat die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{-IV}}$.

  
  

  Drittes Element: $\ce{H_{2}S}$

  Rechnung:
  $2 \cdot (\text{+I}) + x = 0$
  $2 + x = 0$
  $x =~$–$2$

  Schwefel $\ce{(S)}$ hat die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{-II}}$.

  
  

  Viertes Element: $\ce{H_{2}O_2}$

  Rechnung:
  $2 \cdot (\text{+I}) + 2x = 0$
  $2x =~$–$2$
  $x =~$–$1$

  Sauerstoff $\ce{(O)}$ hat die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{-I}}$.

  
  

  Fünftes Element: $\ce{H_{2}SO_4}$

  Rechnung:
  $2 \cdot (\text{+I}) + 4 \cdot (\text{–II}) + x = 0$
  $2~–~8 + x = 0$
  $x = 6$

  Schwefel $\ce{(S)}$ hat die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{+VI}}$.

  
  

  Sechstes Element: $\ce{NaH}$

  Rechnung:
  $(\text{+I}) + x = 0$
  $x =~$–$1$

  Wasserstoff $\ce{(H)}$ hat die Oxidationszahl $\boldsymbol{\ce{-I}}$.

• Entscheide, welche Oxidationszahlen die Elemente in der jeweiligen Verbindung aufweisen.

  Tipps

  Wasserstoff hat in Metallhydriden, zum Beispiel Lithiumhydrid, eine andere Oxidationszahl als in der Verbindung Wasser.

  Sauerstoff hat sechs Außenelektronen. Daher fehlen ihm zwei Elektronen zur voll besetzten Schale.

  Die Oxidationszahlen in einem Molekül müssen addiert immer $\ce{0}$ ergeben.

  Lies noch einmal genau nach, nach welchem Element gefragt ist.

  Lösung

  Die Oxidationszahl kann – je nach Reaktionspartner – unterschiedlich sein. Die Regeln dafür solltest du kennen:

  • Sauerstoff hat in Verbindungen fast immer die Oxidationszahl $\ce{-II}$. Nur in Verbindung mit Fluor und in sogenannten Peroxiden ist das nicht der Fall.
  • Wasserstoff hat meistens die Oxidationszahl $\ce{+I}$. Nur in sogenannten Metallhydriden hat es als Akzeptor die $\ce{-I}$.
  • Bei den Ionen der Metalle der ersten drei Hauptgruppen entspricht die Oxidationszahl immer der Gruppennummer.
  • Die Halogene der siebten Hauptgruppe haben dagegen in Verbindungen fast immer die Oxidationszahl $\ce{-I}$.

  Anhand der Summenformel können wir mit einer kurzen Rechnung die fehlende Oxidationszahl erschließen. Die Oxidationszahlen in einem Molekül müssen addiert immer $\ce{0}$ ergeben. Kommt ein Atom mehrfach vor (dargestellt durch die tiefgestellte Zahl), muss das in der Rechnung berücksichtigt werden:

  1. Kupferoxid: $\ce{CuO}$ $\to$ Oxidationszahl von Kupfer: $\boldsymbol{\ce{+II}}$

  2. Aluminiumchlorid: $\ce{AlCl_3}$ $\to$ Oxidationszahl von Aluminium: $\boldsymbol{\ce{+III}}$

  3. Natriumperoxid: $\ce{Na_2O_2}$ $\to$ Oxidationszahl von Sauerstoff: $\boldsymbol{\ce{-I}}$

  4. Aluminiumoxid: $\ce{Al_2O_3}$ $\to$ Oxidationszahl von Aluminium: $\boldsymbol{\ce{+III}}$

  5. Magnesiumoxid: $\ce{MgO}$ $\to$ Oxidationszahl von Sauerstoff: $\boldsymbol{\ce{-II}}$

  6. Lithiumhydrid: $\ce{LiH}$ $\to$ Oxidationszahl von Wasserstoff: $\boldsymbol{\ce{-I}}$

• Beschreibe die Reaktionspartner der Redoxreaktion, bei der Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser reagieren.

  Tipps

  Das lateinische Wort „acceptor“ bedeutet so viel wie „Empfänger“.

  Sauerstoff ist elektronegativer als Wasserstoff.

  Der elektronegativere Reaktionspartner nimmt Elektronen auf.

  Lösung

  Bei einer Redoxreaktion findet eine Elektronenübertragung statt. Das geschieht, wenn zwei Stoffe miteinander reagieren, von denen einer Elektronen abgibt und der andere diese Elektronen aufnimmt. Eine Redoxreaktion ist also eine chemische Reaktion, bei der zwei Teilreaktionen gleichzeitig stattfinden: Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme.

  Wenn Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser reagieren, findet eine Redoxreaktion statt.
  Um diese Redoxreaktion durchschauen und aufstellen zu können, müssen wir wissen, welcher Reaktionspartner welche Rolle übernimmt:
  $\Rightarrow$ Der Donor ist der Reaktionspartner, der Elektronen abgibt. In unserem Beispiel ist das Wasserstoff.
  $\Rightarrow$ Der Akzeptor in einer Redoxreaktion nimmt Elektronen auf. In diesem Fall ist das Sauerstoff.

  Anhand der Hauptgruppennummer können wir aus dem Periodensystem der Elemente herauslesen, dass Wasserstoffatome ein Außenelektron haben, Sauerstoffatome hingegen haben sechs Außenelektronen. Zudem ist Sauerstoff elektronegativer als Wasserstoff. Somit ist Wasserstoff der Reaktionspartner, der seine Elektronen abgibt, Sauerstoff nimmt diese Elektronen auf.

• Vervollständige die Redoxreaktion.

  Tipps

  Die Anzahl der Elektronen $\ce{(e^-)}$ muss in beiden Teilreaktionen gleich sein.

  In dieser Redoxreaktion entstehen zwei Wassermoleküle.

  $\ce{H_2}$ und $\ce{O_2}$ sind neutrale Elementmoleküle: Sie haben die Oxidationszahl $0$.

  Lösung

  Die Reaktion von Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser ist eine Redoxreaktion. Dabei finden zwei Teilreaktionen statt: die Oxidation und die Reduktion.

  
  
  

  Ox.: $~~~~~\boldsymbol{2}$ $\ce{H_2} ~~~~~~~~~~~~~~~~~ \longrightarrow ~~$ $\ce{ 4 H^{+} +}$ $\boldsymbol{4}$ $\ce{e^-}$
  $\Rightarrow$ Bei der Oxidation nimmt die Oxidationszahl zu (von $\ce{0}$ zu $\ce{+I}$).

  
  

  Red.: $~~~~~~$ $\ce{O_2 ~+}$ $\boldsymbol{4}$ $\ce{e^-} ~~\longrightarrow ~~$ $\boldsymbol{2}$ $\ce{O^{2-}}$
  $\Rightarrow$ Bei der Reduktion nimmt die Oxidationszahl ab (von $\ce{0}$ zu $\ce{-II}$).

  
  

  Die Faktoren (Zahlen vor den Molekülen und Elektronen) müssen so angepasst werden, dass die Anzahl der Elektronen in beiden Teilreaktionen gleich ist. Diese kann man in einer Redoxreaktionsgleichung zusammenfassen:

  Redox.: $\boldsymbol{2}$ $\ce{H_2 ~ + ~ O_2} ~~~~ \longrightarrow ~~$ $\boldsymbol{2}$ $\ce{H_2O}$