Oxidation, Reduktion und Regeln der Oxidationszahl
Diese Einheit definiert Oxidation und Reduktion als Elektronenübertragung und zeigt, wie man Oxidationszahlen nach festen Regeln zuordnet, auch für Wasserstoff in Hydriden und Sauerstoff in Peroxiden.
Das Wichtigste in Kürze
- Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme; beide sind in einer Redoxreaktion gekoppelt, die zwei Redoxpaare verknüpft.
- Das Reduktionsmittel wird oxidiert, das Oxidationsmittel wird reduziert, etwa Zink und \(\ce{Cu^2+}\) in \(\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}\).
- Eine Redoxreaktion erkennt man an der Änderung der Oxidationszahlen zwischen Edukten und Produkten; bei \(\ce{Cr2O7^2- -> CrO4^2-}\) bleibt Chrom auf +VI.
- Die Oxidationszahl ist eine formale Ladung nach Elektronegativität: 0 im Element, Ionenladung beim einatomigen Ion, Summe gleich Ladung beim mehratomigen Ion.
- Wasserstoff hat meist +I, in Hydriden wie \(\ce{NaH}\) und \(\ce{BH3}\) aber −I.
- Sauerstoff hat meist −II, in Peroxiden −I und in \(\ce{F2O}\) +II; im \(\ce{S2O8^2-}\) bleibt Schwefel auf +VI.
Worum es geht
Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungen. Sie stecken in der Gehaltsbestimmung mit Permanganat ebenso wie in der Zersetzung von Wasserstoffperoxid oder der Oxidation von Ascorbinsäure. Das Werkzeug, um sie sicher zu erkennen, ist die Oxidationszahl.
Elektronenübertragung
Bei einem Redoxvorgang wechseln Elektronen von einem Teilchen zu einem anderen. Ein Partner gibt Elektronen ab, der andere nimmt sie auf. Beide Vorgänge laufen immer gekoppelt ab, denn freie Elektronen existieren in Lösung nicht. Man kann sich das wie eine Übergabe vorstellen: Niemand gibt etwas ab, wenn keiner es annimmt.
Damit ähnelt die Redoxreaktion formal der Säure-Base-Reaktion nach Brønsted. Dort wandert jedoch ein Proton, hier ein Elektron. Das übertragene Teilchen entscheidet also über den Reaktionstyp.
Ein Teilchen und seine Form nach Elektronenabgabe bilden ein Redoxpaar, etwa \(\ce{Zn}/\ce{Zn^2+}\) oder \(\ce{Cu}/\ce{Cu^2+}\). Eine Redoxreaktion verknüpft stets zwei solche Paare. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird dabei selbst oxidiert. Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird dabei reduziert.
\[\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}\]
In diesem Beispiel ist Zink das Reduktionsmittel und \(\ce{Cu^2+}\) das Oxidationsmittel. Zink geht als \(\ce{Zn^2+}\) in Lösung, metallisches Kupfer scheidet sich ab.
Oxidation und Reduktion
Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, also ihr Entzug aus einem Teilchen. Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen. Bei der Oxidation steigt die Oxidationszahl, bei der Reduktion sinkt sie.
Oxidation heißt Elektronenabgabe, die Oxidationszahl steigt. Reduktion heißt Elektronenaufnahme, die Oxidationszahl sinkt.
Die Bildung eines Salzes aus den Elementen zeigt das deutlich:
\[\ce{2 Na + Cl2 -> 2 NaCl}\]
Natrium geht von \(0\) auf \(+\mathrm{I}\), es wird oxidiert. Chlor geht von \(0\) auf \(-\mathrm{I}\), es wird reduziert. Die Bildung von \(\ce{Na+}\) und \(\ce{Cl-}\) aus den Elementen ist also eine Redoxreaktion, obwohl am Ende nur ein Ionengitter steht.
Redoxreaktion erkennen
Ob eine Reaktion ein Redoxvorgang ist, prüfst du immer nach demselben Schema:
- Edukte: Jedem Atom in den Ausgangsstoffen eine Oxidationszahl zuordnen.
- Produkte: Dasselbe für alle Atome in den Produkten tun.
- Vergleichen: Ändert sich mindestens eine Oxidationszahl, liegt eine Redoxreaktion vor. Steigt sie, wurde das Atom oxidiert. Sinkt sie, wurde es reduziert.
Viele Reaktionen bestehen diesen Test nicht. Bei der Neutralisation \(\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}\) behält jedes Atom seine Oxidationszahl. Dasselbe gilt für Fällungen wie \(\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl v}\).
Auch einzelne Teilumsetzungen lassen sich so einordnen:
| Teilumsetzung | Änderung der Oxidationszahl | Ergebnis |
|---|---|---|
| \(\ce{Fe^2+ -> Fe^3+}\) | Fe: +II → +III | Oxidation |
| \(\ce{2 I- -> I2}\) | I: −I → 0 | Oxidation |
| \(\ce{SO3^2- -> SO4^2-}\) | S: +IV → +VI | Oxidation |
| \(\ce{MnO4- -> Mn^2+}\) | Mn: +VII → +II | Reduktion |
| \(\ce{Cr2O7^2- -> CrO4^2-}\) | Cr: +VI → +VI | kein Redoxvorgang |
Oxidationszahlen in Edukten und Produkten zu bestimmen und daraus auf einen Redoxvorgang zu schließen, ist ein Examensklassiker. Entscheidend ist allein, ob sich eine Oxidationszahl ändert. Prüfe deshalb jedes Atom, denn Umsetzungen wie Dichromat zu Chromat sehen nach Redox aus und sind es nicht.
Weitere Beispiele und typische Oxidationsmittel folgen unter Redoxvorgänge erkennen.
Grundregeln
Die Oxidationszahl ist eine Buchhaltungsgröße. Man zerlegt eine Verbindung gedanklich in Ionen und schreibt dabei jedes Bindungselektronenpaar dem Partner mit der höheren Elektronegativität zu. Gleiche Atome teilen sich ihr Bindungspaar.
Die Oxidationszahl ist die formale Ladung, die ein Atom trüge, wenn alle Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner gehörten. Sie hat nichts mit Neutronen- oder Nukleonenzahl zu tun.
In \(\ce{HCl}\) erhält Chlor beide Bindungselektronen. Daraus folgen \(+\mathrm{I}\) für Wasserstoff und \(-\mathrm{I}\) für Chlor. In \(\ce{H2O2}\) teilen sich die beiden Sauerstoffatome ihr Bindungspaar, jedes bekommt \(-\mathrm{I}\).
Aus diesem Prinzip ergeben sich die Grundregeln:
- Atome im elementaren Zustand haben die Oxidationszahl 0, etwa Schwefel in \(\ce{S8}\) oder Stickstoff in \(\ce{N2}\).
- Bei einem einatomigen Ion entspricht die Oxidationszahl seiner Ladung: \(\ce{Fe^3+}\) hat \(+\mathrm{III}\), \(\ce{Cl-}\) hat \(-\mathrm{I}\).
- In einem neutralen Molekül ist die Summe aller Oxidationszahlen null.
- In einem mehratomigen Ion ergibt die Summe die Ionenladung. Für \(\ce{SO4^2-}\) gilt \(x + 4\cdot(-2) = -2\), also Schwefel \(+\mathrm{VI}\).
Die Null ist nicht auf Elemente beschränkt. Im Dichlormethan \(\ce{CH2Cl2}\) gleichen zwei Wasserstoffe mit \(+\mathrm{I}\) zwei Chlore mit \(-\mathrm{I}\) aus, Kohlenstoff hat deshalb \(0\). Auch bei Komplexen muss man rechnen statt zählen. In \(\ce{[Fe(CN)6]^4-}\) trägt Eisen sechs Liganden, hat aber die Oxidationszahl \(+\mathrm{II}\).
Die höchste erreichbare Oxidationszahl entspricht meist der Gruppennummer im alten Gruppensystem, etwa Mangan \(+\mathrm{VII}\) in \(\ce{KMnO4}\). Den Höchstwert \(+\mathrm{VIII}\) erreichen neben Xenon in \(\ce{XeO4}\) auch Metalle, nämlich Osmium in \(\ce{OsO4}\) und Ruthenium in \(\ce{RuO4}\). Das systematische Rechnen an Zentralatomen übt die Einheit Oxidationszahlen in Verbindungen bestimmen.
Wasserstoff und Sauerstoff
Für Wasserstoff und Sauerstoff gibt es Standardwerte, die meist stimmen. Wasserstoff hat in fast allen Verbindungen \(+\mathrm{I}\), Sauerstoff \(-\mathrm{II}\). Die Ausnahmen folgen direkt aus der Elektronegativität.
Wasserstoff wird negativ, wenn sein Partner weniger elektronegativ ist. Solche Verbindungen heißen Hydride. In Natriumhydrid \(\ce{NaH}\) liegt das Hydrid-Ion \(\ce{H-}\) vor, Wasserstoff hat \(-\mathrm{I}\). Auch in Boran \(\ce{BH3}\) hat Wasserstoff \(-\mathrm{I}\), weil Bor mit 2,0 etwas weniger elektronegativ ist als Wasserstoff mit 2,2. Bor erhält so \(+\mathrm{III}\).
Sauerstoff weicht in zwei Fällen von \(-\mathrm{II}\) ab. In Peroxiden sind zwei Sauerstoffatome direkt verbunden, die Peroxogruppe \(\ce{-O-O-}\). Das gemeinsame Bindungspaar wird geteilt, jedes Brücken-O hat \(-\mathrm{I}\). Gegenüber Fluor, dem elektronegativsten Element, wird Sauerstoff sogar positiv: In \(\ce{F2O}\) hat er \(+\mathrm{II}\).
| Verbindung | Oxidationszahl H | Oxidationszahl O | Grund |
|---|---|---|---|
| \(\ce{H2O}\), \(\ce{NaOH}\), \(\ce{OH-}\) | +I | −II | Normalfall |
| \(\ce{NH3}\) | +I | – | N elektronegativer als H |
| \(\ce{N2O}\) | – | −II | N hat hier +I |
| \(\ce{H2O2}\) | +I | −I | Peroxogruppe |
| \(\ce{NaH}\), \(\ce{BH3}\) | −I | – | Hydrid |
| \(\ce{F2O}\) | – | +II | F elektronegativer als O |
Peroxo-Sauerstoff berücksichtigen
In sauerstoffreichen Ionen muss man zuerst prüfen, ob eine O–O-Brücke vorliegt. Das Peroxodisulfat-Ion \(\ce{S2O8^2-}\) enthält zwei \(\ce{SO3}\)-Gruppen, die über eine Peroxobrücke verbunden sind. Nur die beiden Brücken-O tragen \(-\mathrm{I}\), die übrigen sechs \(-\mathrm{II}\). Die Bilanz lautet \(2x + 6\cdot(-2) + 2\cdot(-1) = -2\). Daraus folgt \(x = +6\), Schwefel bleibt also auf \(+\mathrm{VI}\).
Setzt man im Peroxodisulfat alle acht Sauerstoffatome mit \(-\mathrm{II}\) an, erhält man für Schwefel \(+\mathrm{VII}\). Das ist unmöglich, denn Schwefel hat höchstens \(+\mathrm{VI}\). Ein solcher Wert zeigt, dass Peroxo-Sauerstoff mitgerechnet werden muss.
Quiz
Aussage 1
Im Boran \(\ce{BH3}\) hat Wasserstoff die Oxidationszahl +I.
Bor ist etwas weniger elektronegativ als Wasserstoff. Wasserstoff hat daher −I, Bor +III.
Aussage 2
Schwefel hat im Peroxodisulfat-Ion \(\ce{S2O8^2-}\) die Oxidationszahl +VII.
Die beiden Brücken-Sauerstoffatome tragen −I, die übrigen sechs −II. Schwefel hat daher +VI.
Aussage 3
Die Umwandlung von Dichromat \(\ce{Cr2O7^2-}\) in Chromat \(\ce{CrO4^2-}\) ist kein Redoxvorgang.
Chrom hat in beiden Ionen die Oxidationszahl +VI. Keine Oxidationszahl ändert sich.
Aussage 4
Osmium erreicht in \(\ce{OsO4}\) die Oxidationszahl +VIII.
Vier Sauerstoffatome mit −II ergeben −8, Osmium muss also +VIII haben. Den Wert +VIII erreichen also nicht nur Edelgase.
Aussage 5
Wird ein Teilchen oxidiert, nimmt es Elektronen auf.
Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, die Oxidationszahl steigt dabei. Die Aufnahme von Elektronen ist eine Reduktion.
Aussage 6
In Sauerstoffdifluorid \(\ce{F2O}\) trägt Sauerstoff eine positive Oxidationszahl.
Fluor ist elektronegativer als Sauerstoff und erhält −I. Sauerstoff hat deshalb +II.
Aussage 7
Das Oxidationsmittel einer Redoxreaktion wird selbst reduziert.
Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf. Elektronenaufnahme ist Reduktion.
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