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Wikibooks: Anorganische Chemie für Schüler/ Redoxreaktionen als Elektronenübergänge – Lern- und Lehrmaterialien

(Anmerkung: Dies ist der Entwurf für ein kleines Wikibuch zum Thema Oxidationszahl. Ich arbeite vorerst aber im Namensraum der Wikipedia daran, weil hier die Links einfacher zu erreichen sind)

Vorbemerkung

Oxidationszahlen gehören an niedersächischen Gymnasien zum Lehrstoff der 11. Klasse, wo sie meist am Schuljahresende abgehandelt werden. Schülern, die sich entschlossen haben Chemie in der 12. und 13. Klasse abzuwählen, fehlt es dann meist an der nötigen Motivation sich in diesen, auf den ersten Blick schwierigen Stoff, einzuarbeiten.

Oxidationszahlen sind für die 12. und 13. Klasse eine wichtige Grundlage beim Aufstellen von chemischen Gleichungen.

Definition aus der Wikipedia

Die einleitende Definition aus der Wikipedia mag zwar korrekt sein, ist aber ohne mitgebrachte Grundkenntnisse kaum oder gar nicht zu verstehen und deshalb für die Erarbeitung des Themas vorerst unwichtig. Zum Auswendiglernen ist sie zu lang.

Definition aus der Wikipedia: "Die Oxidationszahl N_ox (auch Oxidationsstufe, Oxidationswert, elektrochemische Wertigkeit) gibt an, wie viele Elementarladungen ein Atom innerhalb einer Verbindung formal aufgenommen beziehungsweise abgegeben hat, wenn alle Nachbaratome mit ihren gemeinsamen Elektronenpaaren entfernt werden würden. Sie entspricht somit der hypothetischen Ionenladung eines Atoms in einem Molekül, bzw. der tatsächlichen Ladung einatomiger Ionen."

Für eine kurze Antwort eignet sich zum Auswendiglernen eher folgende kurze Definition: "Die Oxidationszahl gibt den Grad der Oxidation eines Atoms an, das sich in einer chemischen Verbindung befindet."

Grundlagen

Viel besser läßt sich die Oxidationszahl verstehen, wenn man vorher einige Grundlagen kennt.

Ionen

"Ein Ion ist ein elektrisch geladenes Atom oder Molekül". Damit der Text leichter verständlich ist, lassen wir vorerst den Zusatz "oder Molekül" weg. Und schon lautet der Satz ganz banal: "Ionen sind elektrisch geladene Atome."

Ein beliebtes Beispiel für Ionen ist NaCl. In wässriger Lösung zerfällt es in Na-Ionen und Cl-Ionen.

Na → Na⁺ + e⁻

Cl + e⁻ → Cl⁻

Korrekterweis heißt es natürlich nicht Chlor-Ionen, sondern Chlorid-Ionen. Denn negativ geladene Ionen (Anionen), die nur aus einem Atom bestehen, bekommen an ihren Namen eine "-id" angehängt. Die Regeln zur deutschen Rechtschreibung verlangen das Wort ohne Bindstrich: Chloridionen. Aber mit Bindstrich läßt es sich besser lesen und lernen.

auch ganze Moleküle können Ladungsträger sein, also Ionen

Beispiele:

H^- Hydridion
Cl^- Chloridion
O^2- Oxidion
N^3- Nitridion
F^- Fluoridion
Br^- Bromidion
S^2- sulfidion
P^3- Phosphidion

Ein Elektron geht von einem Chlor-Atom zu einem Natrium-Atom über und so entstehen die entsprechenden Ionen. Wegen der Ionen wird die NaCl-Lösung elektrisch leitfähig (Elektrolyt).

Nicht elektrisch leitfähig ist das trockene Kochsalz, die trockenen Kristalle. Da sie nicht in wässriger Lösung vorliegen, bilden sie keine Ionen. Mit den trockenen Kristallen befasst sich die Festkörperchemie. Dort geht es dann weniger um die chemischen Reaktionen, sondern mehr um die Anordnung der Atome im Kristallgitter (Kristallstruktur). Die Übergänge von der Festkörperchemie zur Festkörperphysik und zur Kristallographie sind fließend.

Ja nach Anzahl der abgegebenen oder aufgenommenen Elektronen hat das Ion ein Ionenladung von 3-, 2-, 1-, 0, 1+, 2+ oder 3+. Die Ionenladung Null ("0") gibt es natürlich nicht, denn dann ist es kein Ion.

Beispiele:

N^3-
O^2- (zweifach negativ geladenes Oxidion)
Cl^- ist identisch mit Cl^1-
Null gibt es nicht bei Ionen
Na⁺ ist identisch mit Na¹⁺
Cu²⁺ (zweifach positiv geladenes Kupferion) Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
Al³⁺

Die Ionenladung wird als hochgestellter Index angegeben. Sie ist eine ganze Zahl und entweder postiv oder negativ. Sehr wichtig ist, dass das Vorzeichen hinter der Zahl steht, weshalb dann auch die Bezeichnung Vorzeichen nicht mehr ganz korrekt ist. Die Ionenladung wird durch die Ionenladungszahl ausgedrückt.

Bis hier war für einen Schüler der 11. Klasse alles schon bekannt.

Atombindung

Jetzt müssen wir noch kurz und oberflächlich die Atombindung wiederholen (chemische Bindung). Die Atombindung wird auch als auch kovalente Bindung bezeichnet oder als Elektronenpaarbindung oder als homöopolare Bindung.

Die Darstellung der Atombindung kann mit einem einfachen Strich erfolgen - dem Valenzstrich. Bei einer andere Darstellung der Atombindung wird das Elektronenpaar gezeichnet, das an der Atombindung beteiligt ist. Das ist die Elektronenformel, bei der die in den Atomen vorhandenen Valenzelektronen durch Punkte symbolisiert werden.

Als Strukturformel zunehmender Komplexität kann man Elektronenformeln, Valenzstrichformeln, Skelettformeln und Projektionsformeln ansehen. Uns soll jedoch ausschließlich die Elektronenformel interessieren. Atombindungen werden auch als "Elektronenpaarbindung" bezeichnet.

Die Bilder 1 bis 5 zeigen ein Wassermolekül mit Elektronenpaaren. Die Elektronenpaare werden stärker vom Sauerstoff-Atom angezogen, als vom Wasserstoff-Atom (Bild 2, 4 und 5). Die symmetrische Anordnung der Elektronen in Bild 1 und 3 ist also nicht ganz korrekt dargestellt. Bild 3 bis 5 zeigt das Wassermolekül in Elektronenschreibweise.

Bei Elektronenpaaren zwischen gleich großen Atomen, also Atomen mit gleich großer Anziehungskraft auf die Elektronen, ist das Elektronenpaar genau in der Mitte zwischen beiden Atomen angeordnet. Das ist aber fast nur der Fall, wenn die beiden an der Bindung beteiligten Atome völlig identisch sind, also dem gleichen chemischen Element angehören. In diesem Fall sind die beiden Bindungselektronen des Elektronenpaares (auch Valenzelektronen genannt) "gerecht" zwischen den beiden Atomen aufgeteilt. Die Atombindung ist also symmetrisch.

Meist aber ist die Atombindung nicht symmetrisch, weil eines der Atome (das größere Atom) eine stärkere Anziehungskraft auf das Elektronenpaar ausübt. Die Atombindung ist dann "unsymmetrisch" und das bindende Elektronenpaar befindet sich näher am größeren Atom. Da Elektronen eine elektrische Ladung haben, eine negative Ladung, verschiebt sich die negative elektrische Ladung der beiden Elektronen näher zum größeren Atom. Der elektrische Pol der Atombindung verschiebt sich folglich von der exakten Mitte zum größeren Atom. Solche Bindungen heißen: Polare Atombindung. Die polare Atombindung ist ein Mittelding zwischen der symmetrischen Atombindung und der Ionenbindung. Bei der polaren Atombindung ist die Elektronenverteilung im Molekül nicht mehr symmetrisch. Es handelt sich dann um eine Atombindung mit Dipolcharakter, diese Atombindung hat ein Dipolmoment. Bei einer polaren Atombindung (unsymmetrischen Atombindung) verschiebt sich der Ladungsschwerpunkt zwischen den beiden Bindungsatomen zu einem dieser beiden Atome. Die genaue Geometrie der Ladungsverteilung soll hier nicht interessieren, sie hängt von der Art der Bindung ab. Die grobe Charakterisierung der Ladungsverteilung erfolgt durch die Formalladung - sie gibt einfach nur an, ob das Atom innerhalb des Moleküls positiv ("+") oder negativ ("-") geladen ist - ohne eine weitere quantitative Bewertung.

Eine polare Atombindung ist ein Mittelding zwischen einer symmetrischen Atombindung und einer Ionenbindung. Bei einer Ionenbindung springt das Elektron komplett von einem Atom auf das andere über. Bei einer symmetrischen Bindung ist das Elektron "gleichmäßig" zwischen zwei Atomen "aufgeteilt". Bei einer polaren Bindung tendiert das Elektron mehr zu einem der beiden Atome hin. Diese Elektronenverschiebung führt zu einer Partialladung im Atom.

Bei Ionen wird diese Ladungsverschiebung (das Überspringen von einem, zwei oder drei Elektronen) mit Hilfe der Ionenladungszahl ausgedrückt. Bei symmetrischen Atombindungen treten keine Ionen über, so dass hier eine Ionenladungzahl keinen Sinn macht. Bei polaren Atombindungen verschieben sich die Elektronen zu einem der Atome. Die Elektronen treten zwar nicht ganz über, wie bei den Ionen, aber es würde schon Sinn machen so etwas ähnliches wie Ionenladungszahlen zu verwenden. Das müßten dann Bruchzahlen (gebrochene Zahlen, Rationale Zahlen) sein, da das Elektron nicht ganz übertritt - beispielsweise +0,76. Auch die Bezeichnung "Ionenzahl" wäre nicht angebracht, da ja gar keine wirklichen Ionen entstehen. Die genaue Berechnung solcher Zahlen für Dipolmoleküle soll uns hier nicht interessieren. Für unsere Zwecke, das Aufstellen von chemischen Gleichungen mit Hilfe von Oxidationszahlen, interessieren uns diese Feinheiten gar nicht. Dafür reicht uns völlig das vereinfachende Schalenmodell des Aufbaus der Elektronenhülle. Das derzeit genauste Modell über den Atomaufbau - die Quantentheorie - soll uns hier auch nicht interessieren.

In Analogie zur Ionenladungszahl wurde die Oxidationszahl erfunden. Der Name "Atomladungszahl" wäre auch denkbar. Allerdings wäre der Name "Atomladungszahl" schon wieder mit "Kernladungzahl" (Ordnungszahl) zu verwechseln. Warum das Ding aber Oxidationszahl heißt, wird weiter unten erläutert.

Zur radikalen Vereinfachung des Modells über polare Atombindungen verzichtet man zur Kennzeichnung der Ladungsverschiebung auf gebrochene Zahlen und beschränkt sich auf ganze Zahlen. Wie beim Fußballspiel zählt nur der Sieg oder die Niederlage. Das Atom, das das Elektron stärker anzieht bekommt den "Punktsieg" und damit die volle Ladung des Elektrons gutgeschrieben, welches es vom anderen Atom der Atombindung etwas näher zu sich rüber gezogen hat. Es gibt also nicht "-0,76" Punkte, sondern "-1" Punkt. Und diese Zahl wird Oxidationszahl genannt. Ionen haben auch einen Oxidationszahl, sie ist mit deren Ionenladungszahl identisch.

Um Verwechlungen zwischen Ionenladunszahl und Oxidationszahl vorzubeugen, schließlich haben beie bei Ionen den gleichen Wert und das gleiche Vorzeichen, schreibt man bei Oxidationszahlen das Vorzeichen vor die Zahl und bei Ionenladungszahlen das vorzeichen hinter die Zahl. Weiterhin werden Oxidationszahlen in den meisten Büchern mit römischen Zahlen geschrieben.

Beispiel für Oxidationszahlen:

Na⁺¹Cl^-1
Mg⁺²Cl^-1
N^-3H₃⁺¹
C⁺²O^-2

C^+IIO^-II
Cl^+IF^-I

In manchen Darstellungen landet die Zahl direkt über dem Symbol. ${\stackrel {+1}{\mbox{Na}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}},$ ${\stackrel {+2}{\mbox{Mg}}}{\stackrel {-1}{\mbox{Cl}}}_{2},$ ${\stackrel {-3}{\mbox{N}}}{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}_{3},$ ${\stackrel {+2}{\mbox{C}}}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}},$ ${\stackrel {+4}{\mbox{C}}}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{2},$

${\stackrel {+1}{\mbox{Cl}}}{\stackrel {-1}{\mbox{F}}},$ ${\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {+5}{\mbox{N}}}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{3},$ ${\stackrel {-4}{\mbox{C}}}{\stackrel {+1}{\mbox{H}}}_{4},$ ${\stackrel {+1}{\mbox{K}}}{\stackrel {+7}{\mbox{Mn}}}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{4}.$

Oxidation

Ursprünglich bezog sich der Begriff der "Oxidation" auf die Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff (engl. oxygen, lateinisch Oxygenium).

Beispiele:

2 H₂ + O₂ → H₂O (Wasserstoff wird zu Wasser oxidiert - Knallgasreaktion)
4 NH₃ + 3 O₂ → 6 H₂O + 2 N₂ (Ammoniak wird zu Stickstoff oxidiert)

Analog zu dieser einfachen Definition der Oxidation war die Reduktion die Reaktion eines Stoffes mit Wasserstoff. Wasserstoff ist also das Reduktionsmittel. Bei der Oxidation ist Sauerstof das Oxidationsmittel.

Beispiel:

CuO + H₂ → Cu + H₂O (Kupfer(II)-Oxid wird zu Kupfer reduziert)
Cu → Cu²⁺ + 2 e^-

Als Erweiterung des inzwischen überholten Beriffes der Oxidation wurden dann auch Reaktionen mit anderen Nichtmetallen (nicht nur mit Sauerstoff) als Oxidation aufgefasst. Auch diese Nichtmetalle wirken als Oxidationsmittel, genauso wie der Sauerstoff.

Beispiel:

H₂ + Cl₂ → 2 HCl (Chlor oxidiert Wasserstoff zu Chlorwasserstoff)

Analog zum erweiterten Begriff der Oxidation wurde auch der erweiterte Begriff der Reduktion eingeführt. Demnach ist eine Reduktion eine Reaktion mit einem Metall. Dieses Metall wirkt als Reduktionsmittel, genauso wie der Wasserstoff.

Beispiel:

2 HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂ (Zink reduziert Chlorwasserstoff zu Wasserstoff)
Cl₂ + 2 e^- → 2 Cl^-

Nach der modernen, umfassenden Definition ist eine Oxidation eine Reaktion, bei der eine Elektronenabgabe durch einen Stoff erfolgt. Dieser Stoff (Atome, Moleküle oder Ionen) geht dabei in eine höhere Oxidationsstufe über (das ist ein Synonym für Oxidationszahl). Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben und die Oxidationszahl erhöht sich deshalb.

In älteren Lehrbüchern wird die ursprüngliche Definition des Oxidation (die Reaktion mit Sauerstoff) auch als Oxidation im engeren Sinn (i. e. S.) bezeichnet und die umfassende Definition der Oxidation (Elektronen werden abgegeben) als Oxidation im weiteren Sinn (i.w.S.).

Oxidation und Reduktion i.w.S. treten immer gemiensam auf. Es werden nicht nur Elektronen abgegeben oder nur Elektronen aufgenommen. Wenn nur Elektronen abgegeben würden, dann würde man vielleicht einen Elektronenstrahl daraus erzeugen können. Das geht aber nicht. Wenn dagegen in einer chemischen Reaktion nur Elektronen aufgenommen werden sollen, dann müßten diese irgendwo herkommen - von irgendeiner Elektronenquelle.

Bei chemischen Reaktionen treten Elektronen aber nur von einem Atom zum anderen über. Die Elektronen bewegen sich nicht selbständig frei im Raum. Sie "hangeln" sich nur von einem Atom zum anderen. elektronenübergänge erfolgen immer in Richtung vom positiveren zum negativeren Reaktionspartner.

Während also das eine Atom oxidiert wird (es gibt Elektronen ab), wird sein Reaktionspartner - das andere Atom - reduziert, es nimmt Elektronen auf. Reduktionsmittel und Oxidationsmittel reagieren also miteinander. Es liegt also immer ein Reduktions-Oxidations-Reaktion vor, die sprachlich verkürzt als Redoxreaktion bezeichnet wird. Reduktions- und Oxidations-Reaktionen sind immer miteinander gekoppelt. Die Summe beider Reaktionen ist die Redoxreaktion.

Redoxreaktion

Bei der modernen Definition der Redoxreaktion wird kein Unterschied mehr gemacht zwischen einer Elektronenpaarbindung (ein anderes Wort für Atombindung) und einer Ionenbindung.

Der Vollständigkeit halber sei noch erwähnt, dass es außer der Atombindung und der Ionenbindung auch noch die metallische Bindung und die Komplexbindung (Koordinative Bindung) in der Komplexchemie gibt. Aber die Komplexbindung ist noch kein Thema in der 11. Klasse.

Die moderne Definition der Redoxreaktion macht also keinen Unterschied zwischen dem völligen (Ionen) oder teilweisen (Atombindung) Elektronenübergang (Elektronenabgabe bei der Oxidation; Elektronenaufnahme bei der Reduktion). Der teilweise Übergang der Elektronen von einem zum anderen Atom erfolgt, indem es an der polaren Atombindung teilnimmt. Je nach Erklärungsmodell wird dieses "teilweise" als "zeitweise" (wahrscheinlicher aufenthaltsort des Elektrons in der elektronenwolke) oder "räumliche Nähe" interpretiert.

Der Elektronen-Donor (Spender) wird im Moment des Elektronentransfers oxidiert (erhöht also seine Oxidationszahl), während der Akzeptor reduziert wird (also seine Oxidationszahl verringert).

Reduktion ist die Aufnahme eines Elektrons und das betroffen Atom geht in eine niedrigere Oxidationsstufe ( = Oxidationszahl) über.

Beispiel:

2 H₂ + O₂ → H₂O (Knallgasreaktion - Sauerstoff nimmt zwei Elektronen auf und erhält so die Oxidationszahl -2 ???)
Na + Cl → Na₊Cl_- (Chlor nimmt ein Elektron auf und ändert so die Oxidationszahl von 0 auf -1)

Oxidation ist die Abgabe eines Elektrons. Ein Oxidationsmittel ist ein Atom (oder auch Molekül oder Ion), das Elektronen aufnimmt. Es wird auch als Oxidans bezeichnet.

Beispiele für Oxidationsmittel:

O₂ (das klassische Oxidationsmittel)
F₂, Cl₂, N₂ (Nichtmetalle = elektronegative Atome)
Au³⁺, Cu²⁺, Ag⁺ (Edelmetall-Ionen)

Ein Reduktionsmittel ist ein Atom (oder auch Molekül oder Ion), das Elektronen abgibt. Es wird auch als Reduktor bezeichnet.

Beispiele für Reduktionsmittel:

Na, K Ca, Mg (Metalle - elektropositive Atome)
I^-, Se^2-, S^2- (Nichtmetall-Ionen)

Wertigkeit

Wertigkeit ist die Eigenschaft von Atomen (oder Ionen) sich mit einer ganz bestimmten Anzahl von anderen Atomen (oder Ionen) eine Chemische Bindung einzugehen. Wertikekeit wird auch als Bindigkeit bezeichnet oder auch als Valenz eines Atoms.

Es gibt die:

Bindungswertigkeit (Bindigkeit)
koordinative Wertigkeit (Koordinationszahl)
Ionenwertigkeit: sie ist identisch mit der Ionenladungszahl, wobei das Vorzeichen "+" (Elektronen werden abgegeben) oder "-" (Elektronen werden aufgenommen) ist.
Atomwertigkeit: sie entspricht der Anzahl von Wassertoffatomen, die ein Atom binden oder ersetzen kann. Anders ausgedrückt: Atomwertigkeit ist die Anzahl von Atombindungen, die ein atom in einem Molekül eingehen kann.
stöchiometrische Wertigkeit (Stöchiometrie)
elektrochemische Wertigkeit: Ergänzt man die ursprünglich vorzeichenlose stöchiometrische Wertigkeit je nach Polarität einer Bindung um ein positives oder negatives Vorzeichen, erhält man die elektrochemische Wertigkeit oder Oxidationszahl eines Atoms innerhalb einer Verbindung.

Die Wertigkeit in der organischen Chemie meint meist etwas anderes, hier gibt die Wertigkeit die Anzahl der funktionellen Gruppen an.

Beispiel:

Das Kohlenstoffatom im Methanmolekül hat vier Wasserstoffatome gebunden. Es ist vierwertig oder vierbindig, da es vier Atombindungen (in Form von Elektronenpaarbindungen) eingegangen ist.

Oxidationszahl

Nach diesen Grundlagen sind wir bereit einige der zahlreichen Definitionen der "Oxidationszahl" zu analysieren.

Scheinladung

Die Oxidationszahl ist eine Scheinladung in einem Molekül. Es handelt sich um fiktive (ausgedachte) Elektronen, die von einer Atombindung stammen und dem jeweils "stärkeren" Atom des Moleküls zugerechnet werden.

Hilfsmittel

Oxidationszahlen sind Hilfsmittel beim Aufstellen von Redoxgleichungen, insbesondere für stöchiometrischen Rechnungen bei Reaktionsgleichungen. Besonders bei komplizierten Redoxgleichungen sind Oxidationszahlen sehr hilfreich.

Oxidationszahlen sind ein nützlicher Formalismus (ein Rechenmittel, ein Rechentrick), der oftmals nur wenig mit der realen Ladung eines Atoms zu tun hat. Lediglich bei Ionen stimmt die Oxidationszahl mit der reale Ladung überein. (Formalismus = "Betonung der äußeren Form eines Sache unter Vernachlässigung des Inhalts dieser Sache")

Elektronenwanderung

Die Oxidationszahl verdeutlicht die Elektronenwanderung bei der Oxidation und Reduktion.

Elektronendichte

Die Oxidationszahl gibt die Elektronendichte um ein Atom an. Die Oxidationszahl "0" stellt den "Normalzustand" dar, eine positive Oxidationszahl hat man, wenn die Elektronendichte gegenüber dem "Normalzustand" verringert ist, eine negative Oxidationszahl gibt an, dass die Elektronendichte um das Atom erhöht ist.

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Die Oxidationszahl entspricht der Ladung eines Ions. die Zahl bezieht sich aber nicht auf ein Ion, sondern auf das Atom in einem Molekül oder in einer chemischen Verbindung.

Die Oxidationszahl wird über dem Symbol für das chemische Element eingetragen. Im Gegensatz zur Atomladung, wird bei der Oxidationszahl erst da Vorzeichen angegeben, und nicht umgekehrt.

Beispiel:

${\stackrel {+1}{\mbox{H}}}{\stackrel {+3}{\mbox{N}}}{\stackrel {-2}{\mbox{O}}}_{2}$ — Oxidationszahl

${\mbox{H}}^{+}{\mbox{N}}^{3+}{\mbox{O}}_{2}^{2-}$ — Atomladung

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Vorbemerkung

Definition aus der Wikipedia