Oxidationszahlen - Chemie

Diesen aiMOOC als Battle spielen: Chemie, Klasse 11-13, G-Niveau

Einleitung

Oxidationszahlen helfen Dir, Elektronenverschiebungen in chemischen Verbindungen und Reaktionen zu erkennen. Sie sind keine gemessenen Ladungen, sondern formale Rechengrößen. Du stellst Dir dabei vor, dass alle Bindungselektronen vollständig dem jeweils elektronegativeren Atom gehören. So kannst Du feststellen, welches Atom bei einer Redoxreaktion oxidiert und welches reduziert wird.

Oxidationszahlen brauchst Du besonders beim Aufstellen von Redoxgleichungen, beim Unterscheiden verschiedener Ionen eines Elements und bei Stoffnamen wie Eisen(II)-chlorid und Eisen(III)-chlorid. Dieser aiMOOC führt Dich von den Grundregeln bis zu typischen Schulaufgaben.

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Lernziele

Nach der Bearbeitung kannst Du Oxidationszahlen in Elementen, Ionen und Verbindungen bestimmen. Du kannst Ausnahmen bei Wasserstoff und Sauerstoff berücksichtigen, Änderungen von Oxidationszahlen deuten und Oxidationsmittel sowie Reduktionsmittel zuordnen.

Grundidee und Schreibweise

Die Oxidationszahl eines Atoms entspricht der hypothetischen Ionenladung, die das Atom hätte, wenn alle Bindungen vollständig ionisch betrachtet würden. Bei einer Bindung zwischen zwei gleichen Atomen werden die Elektronen gleich verteilt. Deshalb besitzt jedes Atom in einem elementaren Stoff wie ${\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$, ${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$, ${\mathrm{S}}_{\mathrm{8}}$ oder elementarem Eisen die Oxidationszahl null.

In Formeln wird die Oxidationszahl über das Elementsymbol geschrieben. Das Vorzeichen steht vor der Zahl. In Stoffnamen werden häufig römische Zahlen verwendet, zum Beispiel Eisen(II)-oxid und Eisen(III)-oxid. Eine Oxidationszahl ist nicht automatisch eine echte Teilchenladung: In einem kovalenten Molekül bleibt sie eine formale Zuordnung.

Wozu dienen Oxidationszahlen?

1. Redoxreaktionen erkennen: Eine Erhöhung zeigt eine Oxidation, eine Erniedrigung eine Reduktion.
2. Elektronenübertragungen bilanzieren: Die Änderung zeigt, wie viele Elektronen formal abgegeben oder aufgenommen werden.
3. Stoffe benennen: Die römische Zahl im Namen kennzeichnet die Oxidationsstufe eines Elements.
4. Elektrochemische Vorgänge verstehen: Batterien, Elektrolyse und Korrosion beruhen auf gekoppelten Oxidations- und Reduktionsvorgängen.

Regeln zur Bestimmung

Die folgenden Regeln reichen für die meisten Schulaufgaben aus. Prüfe am Ende immer die Summenregel.

Regel	Typischer Wert	Beispiel
Atome in elementaren Stoffen	$0$	$\mathrm{N}\mathrm{a},{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}},\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}},{\mathrm{S}}_{\mathrm{8}}$
Einatomige Ionen	gleich der Ionenladung	$\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{\mathrm{3}\mathrm{+}}$ besitzt $+3$
Fluor in Verbindungen	immer $-1$	$\mathrm{H}\mathrm{F},\mathrm{O}{\mathrm{F}}_{\mathrm{2}}$
Sauerstoff in den meisten Verbindungen	meist $-2$	${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O},\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$
Wasserstoff in Verbindungen mit Nichtmetallen	meist $+1$	$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l},{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$
Alkalimetalle in Verbindungen	$+1$	$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l},{\mathrm{K}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$
Erdalkalimetalle in Verbindungen	$+2$	$\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{O},\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}$
Summe in neutralen Verbindungen	$0$	${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}$
Summe in mehratomigen Ionen	gleich der Ionenladung	$\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{2}\mathrm{-}}$

Das Periodensystem kann Hinweise geben, aber viele Elemente besitzen mehrere mögliche Oxidationszahlen. Besonders Übergangsmetalle wie Eisen, Mangan, Chrom oder Vanadium kommen in verschiedenen Oxidationsstufen vor.

Wichtige Ausnahmen

Sauerstoff besitzt in Peroxiden wie ${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$ die Oxidationszahl $-1$. In Sauerstofffluoriden bestimmt das elektronegativere Fluor die Zuordnung: In $\mathrm{O}{\mathrm{F}}_{\mathrm{2}}$ hat Fluor jeweils $-1$, deshalb erhält Sauerstoff $+2$.

Wasserstoff besitzt in Verbindungen mit Nichtmetallen meist $+1$. In Metallhydriden wie $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{H}$ oder $\mathrm{C}\mathrm{a}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}$ besitzt Wasserstoff dagegen $-1$.

Halogene besitzen häufig $-1$. In Verbindungen mit Sauerstoff oder einem elektronegativeren Halogen können sie jedoch positive Oxidationszahlen annehmen.

Schrittweise Bestimmung

Beispiel Wasser

Für ${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$ gilt: Wasserstoff hat gewöhnlich $+1$, Sauerstoff gewöhnlich $-2$. Die Summe ist

$\mathrm{2}\mathrm{\cdot }\mathrm{(}\mathrm{+}\mathrm{1}\mathrm{)}\mathrm{+}\mathrm{(}\mathrm{-}\mathrm{2}\mathrm{)}\mathrm{=}\mathrm{0}$.

Die neutrale Gesamtladung ist damit erfüllt.

Beispiel Schwefelsäure

In ${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}$ ist die Oxidationszahl des Schwefels unbekannt. Setze $x$ ein:

$\mathrm{2}\mathrm{\cdot }\mathrm{(}\mathrm{+}\mathrm{1}\mathrm{)}\mathrm{+}\mathrm{x}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{\cdot }\mathrm{(}\mathrm{-}\mathrm{2}\mathrm{)}\mathrm{=}\mathrm{0}$

$\mathrm{2}\mathrm{+}\mathrm{x}\mathrm{-}\mathrm{8}\mathrm{=}\mathrm{0}$

$\mathrm{x}\mathrm{=}\mathrm{+}\mathrm{6}$

Schwefel besitzt in Schwefelsäure die Oxidationszahl $+6$.

Beispiel Sulfat-Ion

Beim Sulfat-Ion $\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{2}\mathrm{-}}$ muss die Summe der Oxidationszahlen $-2$ ergeben:

$\mathrm{x}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{\cdot }\mathrm{(}\mathrm{-}\mathrm{2}\mathrm{)}\mathrm{=}\mathrm{-}\mathrm{2}$

$\mathrm{x}\mathrm{=}\mathrm{+}\mathrm{6}$

Auch hier besitzt Schwefel die Oxidationszahl $+6$.

Beispiel Ammonium-Ion

Im Ammonium-Ion $\mathrm{N}{\mathrm{H}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{+}}$ ist Wasserstoff jeweils $+1$:

$\mathrm{x}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{\cdot }\mathrm{(}\mathrm{+}\mathrm{1}\mathrm{)}\mathrm{=}\mathrm{+}\mathrm{1}$

$\mathrm{x}\mathrm{=}\mathrm{-}\mathrm{3}$

Stickstoff besitzt im Ammonium-Ion die Oxidationszahl $-3$.

Beispiel Permanganat-Ion

Im Permanganat-Ion $\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}^{\mathrm{-}}$ gilt:

$\mathrm{x}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{\cdot }\mathrm{(}\mathrm{-}\mathrm{2}\mathrm{)}\mathrm{=}\mathrm{-}\mathrm{1}$

$\mathrm{x}\mathrm{=}\mathrm{+}\mathrm{7}$

Mangan besitzt hier die Oxidationszahl $+7$.

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Ein zuverlässiges Vorgehen

1. Bestimme zuerst die Gesamtladung des Teilchens.
2. Trage sichere Oxidationszahlen ein, etwa für Alkalimetalle, Fluor, Wasserstoff oder Sauerstoff.
3. Multipliziere jede Oxidationszahl mit der Anzahl der betreffenden Atome.
4. Setze für die gesuchte Oxidationszahl eine Variable ein.
5. Löse die Summengleichung und kontrolliere das Ergebnis.

Oxidationszahlen in Redoxreaktionen

Bei einer Oxidation steigt die Oxidationszahl. Das betreffende Teilchen gibt Elektronen ab. Bei einer Reduktion sinkt die Oxidationszahl. Das betreffende Teilchen nimmt Elektronen auf. Beide Vorgänge laufen immer gekoppelt ab.

Ein übersichtliches Beispiel ist die Reaktion von Zink mit Kupfer(II)-Ionen:

$\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{⟶}\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{u}$

Zink verändert seine Oxidationszahl von $0$ auf $+2$ und wird oxidiert:

$\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{⟶}\mathrm{Z}{\mathrm{n}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}$

Kupfer verändert seine Oxidationszahl von $+2$ auf $0$ und wird reduziert:

$\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{\mathrm{2}\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{e}}^{\mathrm{-}}\mathrm{⟶}\mathrm{C}\mathrm{u}$

Zink ist das Reduktionsmittel, weil es Elektronen abgibt. Das Kupfer(II)-Ion ist das Oxidationsmittel, weil es Elektronen aufnimmt.

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Merksätze

1. Oxidation: Oxidationszahl steigt, Elektronen werden abgegeben.
2. Reduktion: Oxidationszahl sinkt, Elektronen werden aufgenommen.
3. Oxidationsmittel: wird selbst reduziert.
4. Reduktionsmittel: wird selbst oxidiert.
5. Elektronenbilanz: Abgegebene und aufgenommene Elektronenzahl müssen übereinstimmen.

Farben, Korrosion und Alltag

Unterschiedliche Oxidationsstufen können unterschiedliche Farben besitzen. Vanadium-Ionen zeigen in saurer Lösung je nach Oxidationsstufe charakteristische Farben. Die Farbe allein reicht jedoch nicht als allgemeiner Beweis; sie ist nur zusammen mit dem chemischen System aussagekräftig.

Auch Farbwechselreaktionen machen Redoxvorgänge sichtbar. Beim Indigocarmin-System ändern Oxidation und Reduktion die Molekülstruktur und damit die Lichtabsorption.

Beim Rosten wird Eisen oxidiert. Sauerstoff wird dabei reduziert. Wasser und gelöste Ionen begünstigen die elektrochemischen Teilvorgänge. Oxidationszahlen helfen, die beteiligten Elektronenübertragungen zu ordnen.

Typische Fehler

1. Oxidationszahl und echte Ionenladung werden verwechselt. Prüfe, ob ein einzelnes Ion oder ein Atom innerhalb eines Moleküls betrachtet wird.
2. Die Gesamtladung eines mehratomigen Ions wird übersehen. Beim Sulfat-Ion muss die Summe $-2$ und nicht null ergeben.
3. Ausnahmen werden vergessen. In Peroxiden hat Sauerstoff $-1$, in Metallhydriden hat Wasserstoff $-1$.
4. Indizes werden nicht berücksichtigt. In ${\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}$ treten zwei Wasserstoff- und vier Sauerstoffatome auf.
5. Oxidationsmittel und Reduktionsmittel werden vertauscht. Benenne sie danach, was sie beim Reaktionspartner bewirken, und prüfe zugleich, was mit ihnen selbst geschieht.

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Interaktive Aufgaben

Quiz: Teste Dein Wissen

Welche Oxidationszahl besitzen Atome in einem elementaren Stoff? (Null) (!Plus eins) (!Minus eins) (!Immer plus zwei)

Welche Summe haben die Oxidationszahlen in einer neutralen Verbindung? (Null) (!Die Anzahl der Atome) (!Immer plus eins) (!Immer minus zwei)

Welche Oxidationszahl besitzt Fluor in seinen Verbindungen? (Minus eins) (!Plus eins) (!Minus zwei) (!Null)

Welche Oxidationszahl besitzt Sauerstoff gewöhnlich in Verbindungen? (Minus zwei) (!Plus zwei) (!Minus eins) (!Null)

Welche Oxidationszahl besitzt Sauerstoff in Wasserstoffperoxid? (Minus eins) (!Minus zwei) (!Plus eins) (!Null)

Was zeigt eine Erhöhung der Oxidationszahl an? (Eine Oxidation) (!Eine Reduktion) (!Eine Neutralisation) (!Eine Fällung)

Was geschieht bei einer Reduktion? (Die Oxidationszahl sinkt) (!Die Oxidationszahl steigt) (!Die Gesamtladung wird immer null) (!Der Stoff gibt immer Protonen ab)

Welche Oxidationszahl hat Schwefel in Schwefelsäure? (Plus sechs) (!Plus vier) (!Minus zwei) (!Null)

Welche Oxidationszahl hat Mangan im Permanganat-Ion? (Plus sieben) (!Plus zwei) (!Minus eins) (!Null)

Welche Rolle hat Zink bei der Reaktion mit Kupfer zwei plus Ionen? (Reduktionsmittel) (!Oxidationsmittel) (!Katalysator) (!Säure)

Memory

Elementarer Stoff	Oxidationszahl null
Einatomiges Ion	Oxidationszahl entspricht Ionenladung
Oxidation	Erhöhung der Oxidationszahl
Reduktion	Erniedrigung der Oxidationszahl
Fluorverbindung	Stets Oxidationszahl minus eins
Peroxid	Sauerstoff minus eins
Metallhydrid	Wasserstoff minus eins
Summenregel	Gesamtladung als Zielwert

Drag and Drop

Ordne die richtigen Begriffe zu.	Bedeutung
Elementarer Stoff	Oxidationszahl null
Einatomiges Ion	Ionenladung als Oxidationszahl
Oxidation	Anstieg der Oxidationszahl
Reduktion	Abnahme der Oxidationszahl
Peroxid	Sauerstoff mit minus eins

Kreuzworträtsel

Elektronegativität	Welche Eigenschaft entscheidet über die formale Zuordnung von Bindungselektronen?
Oxidation	Wie heißt ein Vorgang mit steigender Oxidationszahl?
Reduktion	Wie heißt ein Vorgang mit sinkender Oxidationszahl?
Peroxid	Wie heißt eine Stoffklasse mit Sauerstoff in der Oxidationszahl minus eins?
Fluor	Welches Element besitzt in Verbindungen stets die Oxidationszahl minus eins?
Summenregel	Welche Regel verbindet alle Oxidationszahlen mit der Gesamtladung?

Lückentext

Vervollständige den Text.

Oxidationszahlen sind formale für Atome in Verbindungen. In einem elementaren Stoff beträgt die Oxidationszahl . Bei einem einatomigen Ion entspricht sie der . In einer neutralen Verbindung ist die Summe aller Oxidationszahlen . In einem mehratomigen Ion entspricht die Summe der . Fluor besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl . Sauerstoff besitzt gewöhnlich die Oxidationszahl . In Peroxiden besitzt Sauerstoff die Oxidationszahl . Eine steigende Oxidationszahl kennzeichnet eine . Eine sinkende Oxidationszahl kennzeichnet eine . Das Teilchen, das Elektronen abgibt, wirkt als . Das Teilchen, das Elektronen aufnimmt, wirkt als .

Offene Aufgaben

Leicht

1. Regelkarte: Gestalte eine übersichtliche Karte mit den wichtigsten Regeln und je einem passenden Beispiel.
2. Formeltraining: Bestimme die Oxidationszahlen in Wasser, Natriumchlorid, Kohlenstoffdioxid und Magnesiumoxid und dokumentiere jeden Rechenschritt.
3. Fehlersuche: Erfinde drei typische Fehler bei der Bestimmung von Oxidationszahlen und formuliere jeweils eine Korrektur.
4. Alltagsfoto: Fotografiere ein Beispiel für Oxidation im Alltag und erkläre vorsichtig, welche Stoffe vermutlich beteiligt sind.

Standard

1. Erklärvideo: Produziere ein kurzes Lernvideo, in dem Du die Oxidationszahl von Schwefel in Schwefelsäure herleitest.
2. Aufgabenkarten: Erstelle sechs Karten mit Formeln auf der Vorderseite und vollständig begründeten Lösungen auf der Rückseite.
3. Redoxanalyse: Untersuche die Reaktion von Zink mit Kupfer(II)-Ionen und kennzeichne Oxidation, Reduktion, Oxidationsmittel und Reduktionsmittel.
4. Experimentplanung: Plane einen sicheren Schulversuch, bei dem ein Redoxvorgang durch einen Farbwechsel oder eine Metallabscheidung sichtbar wird.

Schwer

1. Ausnahmenvergleich: Vergleiche Wasser, Wasserstoffperoxid, Natriumhydrid und Sauerstoffdifluorid und erkläre die unterschiedlichen Oxidationszahlen.
2. Korrosionsprojekt: Entwickle eine Untersuchung dazu, wie Wasser, Salz oder ein Schutzüberzug die Korrosion von Eisen beeinflussen könnten.
3. Redoxgleichung: Stelle für eine geeignete Reaktion Teilgleichungen auf und gleiche Atome, Ladungen sowie Elektronen vollständig aus.
4. Lernstation: Entwirf eine Lernstation mit Input, Beispiel, Selbstkontrolle und Transferaufgabe zu Oxidationszahlen.

Lernkontrolle

1. Unbekannte Verbindung: Eine neutrale Verbindung enthält ein Alkalimetall, ein unbekanntes Element und Sauerstoff. Entwickle ein allgemeines Rechenschema und erläutere, welche Indizes Du für eine eindeutige Oxidationszahl benötigst.
2. Fehlerdiagnose: Eine Schülerin setzt die Summe der Oxidationszahlen im Sulfat-Ion gleich null. Erkläre den Denkfehler und verbessere den Lösungsweg.
3. Reaktionsvergleich: Vergleiche die Reaktionen von Zink mit Kupfer(II)-Ionen und von Kupfer mit Silber-Ionen. Begründe mithilfe der Oxidationszahlen, welche Teilchen oxidiert beziehungsweise reduziert werden.
4. Ausnahmen anwenden: Jemand behauptet, Sauerstoff habe immer die Oxidationszahl minus zwei. Widerlege die Aussage mit zwei unterschiedlichen Stoffklassen oder Verbindungen.
5. Stoffname und Formel: Erkläre, warum Eisen(II)-chlorid und Eisen(III)-chlorid verschiedene Formeln besitzen, obwohl beide aus Eisen und Chlor bestehen.
6. Korrosionsschutz: Beurteile zwei Maßnahmen zum Schutz von Eisen vor Korrosion und verknüpfe Deine Erklärung mit Oxidation, Reduktion und Elektronenübertragung.

Lernnachweis

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du Oxidationszahlen nicht nur auswendig kennst, sondern sicher anwendest. Wichtig sind:

1. die korrekte Nutzung der Summenregel bei neutralen und geladenen Teilchen,
2. die Beachtung typischer Regeln und begründeter Ausnahmen,
3. ein nachvollziehbarer Rechenweg bei unbekannten Oxidationszahlen,
4. die Deutung steigender und sinkender Oxidationszahlen,
5. die sichere Zuordnung von Oxidationsmittel und Reduktionsmittel,
6. die Übertragung auf neue Formeln, Reaktionen und Alltagsbeispiele.

OERs zum Thema

1. Wikimedia Commons: Oxidationsstufen
2. LEIFIchemie: Oxidationszahlen

Verknüpfte Lernbereiche

Oxidationszahlen - Chemie Atombau Elektronegativität Chemische Bindung Ionen Redoxreaktion Oxidation Reduktion Elektrochemie Korrosion Nomenklatur in der Chemie