Oxidationszahlen

Auf dieser Seite erkläre ich, wie man die Fähigkeit zur Bestimmung von Oxidationszahlen für den Schulunterricht und Studium lernt.

Oxidationszahlen sind Ladungen, die den Atomen eines Moleküls nach den folgenden 8 Regeln zugewiesen werden.
Es ist für Schularbeiten und Klausuren leider durchaus notwendig diese Regeln auswendig zu wissen. Allerdings lassen sie sich teilweise auch logisch herleiten.

1. Wasserstoff
Wasserstoff hat in allen Verbindungen mit Nichtmetallen die Oxidationszahl +I.
In seltener vorkommendenden Wasserstoff-Metallverbindungen (z.B. LiH, MgH2) ist die Oxidationszahl -I.

2. Sauerstoff
Sauerstoff hat in fast allen Fällen die Oxidationszahl -II.
Ausnahmen Bilden Peroxidverbindungen (R-O-O-R). Hier ist der Sauerstoff bei -I.

3. Einzelne Atome und Molekulare Elemente
Elemente die aus Einzelatomen bestehen, wie z.B. Na oder Mg und Metalle besitzen immer die Oxidationszahl 0.
Dies gilt auch für Elemente, die nur in Molekülform existieren: H2, O2, Cl2, Br2, F2, I2, P4  …
Alle haben die Oxidationszahl 0.

4. Ionen, einatomig
Die Oxidationszahlen von einatomigen Ionen sind identisch mit ihrer Ladungszahl.
Beispiele:
Na+ -> +I
Mg2+ -> +II
Solche Ionen kommen häufig in wässriger Lösung vor.

5. Ionen, mehratomig

Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomiges Ions entspricht der Ladung dieses Ions.
Beispiel: SO42-   – Die Ladung des Ions ist -II.
Sauerstoff hat die Oxidationszahl -II, multipliziert mal 4 ergibt das -VIII. Doch welche Oxidationszahl hat Schwefel?
Ziel ist es, die Ladung des Ions (-II) zu erreichen. Also kann Schwefel nur die Oxidationszahl +VI besitzen.

6. Fluor

Fluor hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl -I.

7. Verbindungen der Nichtmetalle

Verbinden sich Nichtmetalle untereinander, ist die Oxidationszahl des elektronegativeren Elements negativ und entspricht der Ionenladung, die für Ionenverbindungen dieses Elements gilt. Im folgenden Beispiel ist Chlor das elektronegativere Element.
Beispiel: PCl3 -> Cl: -I P: +III

8. Stickstoff und Kohlenstoff

Stickstoff kann folgende Oxidationszahlen besitzen: -III (am häufigsten),V, IV, III, II
Kohlenstoff: IV, -IV (die beiden häufigsten) II

Das Ermitteln der Oxidationszahlen sollte nun keine Probleme mehr darstellen. Falls Fragen offen geblieben sind, könnt Ihr diese in den Kommentaren stellen.

 

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5 Gedanken zu “Oxidationszahlen

  1. Hey:) ich verstehe folgendes nicht… So4(2-), wenn ich jetzt die Aufgabenstellung bekommen würde, die Oxzahlen zu bestimmen, gehe ich ja so vor:
    S weiß ich nicht, also X.
    O= -2 mal 4= -8.
    Dann X -8= 0 oder? Warum stimmt das hier nicht, woher weiß ich, dass das Ion die Ladung -II hat? Aus dem PSE? Oder weil O eine stärkere EN hat?

    Dann verstehe ich diese zwei Formulierungen nicht (die erste aus dem Buch):

    Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome einer mehratomigen neutralen Verbindung ist gleich 0. (neutrale Verbindung-> EN unter 0,5?)

    Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Gesamtladung dieses Ions. (aber woher weiß ich die Gesamtladung des Ions? Zb ist nur SO4 angegeben, s.oben..?)

    Vielleicht hast du ja einen Tipp für mich was ich falsch gemacht habe?:/ lg’

    • Hi,

      also bei SO4 sollte der Aufgabensteller schon die -2 angeben, weil SO4 gibt es nicht, nur SO4^2- .

      Sollte es wirklich gewollt nicht angegeben sein, dann musst du die üblichen Ionen (SO4^-2, NO3^-, etc.) auswendig lernen!

      Eine neutrale Verbindung ist eine Verbindung ohne Ladungszahl. H2O, O2, N2, H2SO4, HNO3, ecetera!

      Grüße

  2. Hallo.

    Am einfachsten erklären sich die Ladungen bestimmter Ionen, die auch “Säurerest” genannt werden. Reagieren Säuren (auch Protonenspender oder Protonen-Donatoren genannt), geben sie Ihre H+ (H+ = 1 Proton) ab.

    Aus H2SO4 (Schwefelsäure) wir unter Abgabe von 2 H+ SO4^2-
    Aus HCl (Salzsäure) wird unter Abgabe von H+ Cl-
    Aus HNO3 (Salpetersäure) wird unter Abgabe von H+ NO3-

    Diese “Säurereste” sind also nach Außen geladen, echte Ionen. Daher können auch die Summen der der einzelnen Oxidationszahlen nicht Null ergeben, sondern entsprechen der Ladung des Ions. SO4 ist also 2-fach Negativ. Sauerstoff ist elektronegativer, also bekommt O je -II als Ox.-Zahl. Macht mal 4 zusammen -VIII. Die Gesamtladung des Ions ist nicht Null, sondern -2, ergo muß Schwefel die Differenz zwischen der tatsächlichen Ladung des Ions nach außen und der Summe der Ox.-Zahlen des Sauerstoffs haben.
    Denn: Ox.-Zahl S + Ox.-Summe O = Ladung des Ions nach Außen
    x + (-8) = -2
    x = -2 – (-8)
    x = -2 + 8
    x = 6
    Schwefel hat im SO4^2- – Ion also die Oxidationszahl +VI.

    Es gilt immer: die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Moleküls entspricht der Ladung des Moleküls.
    H2O: H +I, O -II
    2x+1 + (-2) = 0 Molekül nach außen nicht geladen
    H3O+: H +I, O -II
    3x+1 + (-2) = +1 Molekül nach außen geladen:+1

    Gruß
    Kay

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