Oxidationszahlen 14:29 min

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Transkript Oxidationszahlen

Herzlich willkommen zum Thema "Bestimmung von Oxidationszahlen".

Die Betrachtung von Oxidationszahlen, oder auch Oxidationsstufen genannt, spielt vor allem bei Rodoxprozessen eine wesentliche Rolle. Und so ist zum Beispiel beim Aufstellen von Rodoxgleichungen die Bestimmung der Oxidationsstufen ein wesentlicher Schritt, beziehungsweise wird immer als Erstes durchgeführt. Also beim Aufstellen von Rodoxgleichungen ist es erst notwendig, dass alle Oxidationsstufen der beteiligten Elemente bekannt sind, dann wird die Entwicklung dieser Oxidationsstufe betrachtet und so weiter und so fort.

In diesem Video wollen wir uns jetzt also mal anschauen, wie man diese Oxidationszahlen bestimmen kann. Zur Bestimmung von Oxidationszahlen gibt es im Wesentlichen diese 5 Regeln. Die haben jetzt keinen Anspruch auf Vollständigkeit, sollten aber, wenn sie in dieser Reihenfolge abgearbeitet werden, zu einem vernünftigen Ergebnis führen. Falls diese Regeln noch nicht ausreichen, erkläre ich auch nebenher das Grundprinzip bei der Bestimmung der Oxidationszahlen. Das sollte dann im Grunde für die meisten oder für alle Verbindungen irgendwo zum Ziel führen.

Gut, fangen wir mit der 1. Regel an. Die betrifft erst mal die Reinstoffe. Mit Reinstoffen meine ich Elemente oder elektrisch neutrale Moleküle, aber auch zum Beispiel Salze, die dann wieder im Endeffekt natürlich elektrisch neutral sein müssen. Bei Reinstoffen haben wir die Festlegung, dass die Summe aller Oxidationszahlen 0 ergibt. Weiterhin haben wir eine Aussage zu Ionen. Ionen sind ja gegenüber Reinstoffen nicht elektrisch neutral, sondern sie tragen entweder eine positive oder negative Ladung. Und bei Ionen haben wir die Festlegung: Die Summe der Oxidationszahlen entspricht der Ionenladung.

Regel Nummer 2 betrifft die Metalle. Hier haben wir die Aussage, dass Metalle eine positive Oxidationsstufe tragen. Oder anders ausgedrückt: Metalle neigen dazu, Kationen zu bilden.

Punkt Nummer 3 betrifft Fluor. Fluor hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl -I, solange es nicht elementar oder so vorkommt. Das hat einfach den Grund, dass Fluor das elektronegativste Element ist und in allen Verbindungen kovalenter Art dazu neigen wird, dass die Elektronen aus der Bindung sozusagen dem Fluor zugeschrieben werden, angezogen werden. Und einfach negativ deshalb, weil mit einer einfach negativen Ladung Fluor die Edelgaskonfiguration des Neons erreicht.

Punkt 4 betrifft den Wasserstoff. Hier haben wir die Aussage, dass Wasserstoff in den aller-, allermeisten Fällen die Oxidationszahl +I trägt. Es gibt auch Ausnahmen, das betrifft Metallhydride, wird aber durch die Regel Nummer 2 hier abgedeckt. Weil, wenn wir Wasserstoff mit einem Metall verbunden haben, hatten wir hier die Aussage, dass das Metall positiv geladen sein muss. Demzufolge muss dann der Wasserstoff negativ geladen sein. Betrifft aber wie gesagt nur die Metallhydride. In den allermeisten Fällen trägt Wasserstoff die Oxidationszahl +I.

Und die letzte Regel, die ich hier aufgeführt habe, die betrifft den Sauerstoff. Der Sauerstoff trägt meistens die Oxidationszahl -II. Meistens deshalb, weil das hauptsächlich die Oxide oder auch organische Verbindungen betrifft. Aber zum Beispiel Peroxidverbindungen, also O-O-Verbindungen, sind davon ausgenommen. Also da schaut das Ganze wieder ein bisschen anders aus, aber bei den meisten Verbindungen auch hier die Oxidationszahl -II.

Gut, wir wollen uns jetzt mal anhand von einigen Beispielen anschauen, wie man diese Oxidationsstufen ganz genau bestimmen kann. Wir fangen mal relativ einfach noch an, und zwar bei den Ionen. Genauer gesagt wollen wir einatomige Ionen betrachten. Und wir betrachten einfach mal die ionische Verbindung, also ein Salz, das aus einatomigen Ionen besteht. Und das wäre zum Beispiel Natriumchlorid, also Kochsalz. Natriumchlorid besteht aus einfach positiv geladenen Natriumkadionen und einfach negativ geladenen Chloridanionen. Um diese Chloridanionen oder dieses Chloratom, um den Atomkern, befinden sich hier sozusagen noch 8 Elektronenpaare, also nicht nur um den Kern, sondern die äußerste Hülle, die besteht aus 8 freien Elektronenpaaren im Grunde. Damit hat das Chlor ein Elektronenoktett von Argon erreicht und hat eine Edelgaskonfiguration, ganz einfach.

Hier bei diesen einwertigen Ionen können wir sagen, dass die Ionenladung mit der Oxidationszahl identisch ist. Das ist im Grunde das, was hier schon in dieser Aussage dahintersteckt. Wenn dieses Ion nicht aus mehreren Atomen besteht, sondern eben nur aus einem, dann muss da auch keine große Summe gebildet werden. Das heißt, wir können einfach die Ionenladung gleich der Oxidationszahl setzen. Das können wir hier beim Natriumcadion machen: Das ist einfach positiv geladen, demzufolge wird es die Oxidationszahl +I tragen. Das ist auch mit der 2. Regel hier zu vereinbaren, denn das Metall, was Natrium ja in unserem Fall ist, trägt eine positive Oxidationszahl. Gut, beim Chlorid ist es eigentlich ganz analog. Das Chloridion ist einfach negativ geladen, also hat Chlor in dieser Verbindung die Oxidationszahl -I. Die Summe der Oxidationszahlen bei diesem Reinstoff beträgt dann wieder 0, wie das natürlich auch sein muss beim elektrisch neutralen Stoff.

Gut, dann wollen wir uns jetzt mal die kovalenten Bindungen anschauen. Also, so ein Ion kann ja nicht nur aus einem einzigen Atom bestehen, sondern auch aus mehreren Atomen. Die sind dann allerdings meist wieder kovalent miteinander verknüpft und zählt damit alles zu den kovalenten Bindungen. Wir wollen uns mal so ein entsprechendes kovalent aufgebautes Ion anschauen. Ein Beispiel dafür wäre das Carbonat-Ion. Carbonat sieht so aus, also die Valenzstrichformel von Carbonat schaut so aus: Wir haben 1 zentrales Kohlenstoffatom und 3 Sauerstoffatome, 2 davon sind einfach mit dem Kohlenstoff verbunden und tragen eine negative Ladung und der andere Sauerstoff ist doppelt verbunden. Ja und das wäre es im Grunde auch schon.

Wir wollen jetzt mal schauen, was wir mit diesen Regeln hier erreichen können. Wir haben keinen Reinstoff vorliegen, diese Regel ist für uns also uninteressant. Allerdings haben wir ein Ion, nämlich das Carbonat-Ion, das 2-fach negativ geladen ist. Wir haben hier die Aussage, dass die Summe der Oxidationszahl gleich der Ionenladung ist. Also können wir uns schon mal hier hinschreiben, dass die Summe aller bestimmten Oxidationszahlen wieder -2 ergeben muss. Als nächste Aussage hatten wir die Metalle. Metalle haben wir nun dummerweise hier nicht enthalten, ist für uns also auch uninteressant. Und wir haben auch kein Fluor und auch keinen Wasserstoff enthalten. Also Regeln 2 bis 4 sind für uns also jetzt erst mal uninteressant.

Regel Nummer 5 betrifft dann allerdings den Sauerstoff. Hier haben wir die Festlegung, dass Sauerstoff meistens die Oxidationsstufe -II trägt. Das könnten wir jetzt hier so eintragen. Da dort aber "meistens" steht, wollen wir noch mal überprüfen, woher das kommt und ob es denn tatsächlich so ist. Gut, also was müssen wir jetzt tun? Wir müssen diese kovalenten Bindungselektronenpaare hier sozusagen wieder einem Bindungspartner zuschreiben. Wir kennen dafür das Kriterium der Elektronegativität. Die Elektronegativität ist ein Maß dafür, wie stark das entsprechende Element irgendwelche Elektronen anzieht. Und wir wollen einfach mal über dieses Kriterium sozusagen diese Bindungselektronen den elektronegativeren Bindungspartnern zuschreiben. Wir haben hier immer nur 2 Bindungspartner, Kohlenstoff und Sauerstoff. Da müssen wir die Zahlenwerte der Elektronegativität noch gar nicht mal kennen. Wir schauen einfach ins Periodensystem, sehen, dass Sauerstoff rechts vom Kohlenstoff steht, also näher am Fluor, und demzufolge ist Sauerstoff das elektronegativere Element in dieser Verbindung. Also kriegt Sauerstoff jetzt erst mal alle Bindungselektronenpaare zugeschrieben. Gut, jetzt zählen wir diese Elektronen, die nun die Sauerstoffe umgeben und vergleichen diese Anzahl mit dem Grundzustand. Wir zählen hier also 1, 2 Elektronen, die aus der Bindung resultieren, und 6 Elektronen, die sich in Form von 3 freien Elektronenpaaren schon vorher im Sauerstoff aufgehalten haben, insgesamt also 8 Elektronen. Sauerstoff steht in der 6. Hauptgruppe, hat daher eigentlich nur 6 Valenzelektronen im Grundzustand. Demzufolge haben wir in dieser Verbindung 2 Elektronen mehr als im Grundzustand und 2 Elektronen, 2 negative Ladungsträger. Das bedeutet, wir haben im Grunde hier, würde das ein einatomiges Sauerstoffatom oder -Ion sein, dann hätten wir eine 2-fach negative Ladung, so halt einfach die Oxidationszahl -II. Also das stimmt hier nach der Regel. Hier drüben schaut es natürlich wieder genauso aus. Die beiden freien, die beiden Elektronen aus der Bindung, werden dem Sauerstoff zugeschrieben. 6 Elektronen befanden sich sowieso schon in freien Elektronenpaaren um den Sauerstoff. Auch hier sind also 8 Elektronen um den Sauerstoff anzutreffen, 2 mehr als im Grundzustand, demzufolge Oxidationszahl -II. Hier schaut es ein kleines bisschen anders aus, aber auch nur, weil der Sauerstoff hier sozusagen doppelt gebunden ist. Hier werden dann halt nicht 2, sondern 4 Bindungselektronenpaare dem Sauerstoff zugeschrieben. Also resultieren 1, 2, 3, 4 Elektronen aus der Doppelbindung, 4 Elektronen aus freien Elektronenpaaren. Sind wieder 8 Elektronen, also wieder 2 mehr als im Grundzustand, demzufolge auch hier Oxidationsstufe -II.

Gut, jetzt hätten wir schon mal 3 von 4 Oxidationszahlen bestimmt. Wir müssen nur noch die Oxidationsstufe des Kohlenstoffs bestimmen. Da können wir einfach mal über diese Regel hier ran gehen. Wir wissen, dass die Summe aller Oxidationszahlen insgesamt wieder -2 ergibt. Also wir wissen, dass 3×(-II)+x (x ist jetzt die Oxidationszahl vom Kohlenstoff) insgesamt -2 ergibt. Rechne einfach 3×(-2)=-6, -2+6 ergibt eine Oxidationszahl für den Kohlenstoff von x=+IV. Also, die Oxidationszahl des Kohlenstoffs beträgt +IV. Noch mal zur Überprüfung: +4-2=+2, -2=0, -2=-2. Und 2-fach negativ ist ja auch das Ion geladen, also stimmt das soweit.

Gut, jetzt hätten wir also gesehen, wie man in einer Valenzstrichformel die Oxidationsstufen bestimmt, eben über das Kriterium der Elektronegativität, indem die Elektronen aus der Bindung dem elektronegativeren Element zugeschrieben werden. Und jetzt wollen wir uns zum Abschluss noch mal ein ebenfalls aus mehreren Atomen aufgebautes Ion anschauen, da aber nicht die Valenzstrichformel. Sondern wollen einfach mal schauen, wie wir das auch so hinbekommen. Wir schauen uns mal das Permanganat-Ion an. Das ist relativ bekannt, das sorgt dann für diese violetten Lösungen und so weiter. Caliumpermanganat, das dürfte in der Schule schon mal gesehen worden sein. Gut, wir schauen mal, was hier diese Regeln sozusagen bringen. Reinstoffe haben wir nicht, denn das Ding hier ist einfach negativ geladen. Wir haben also ein Ion, wie schon gesagt. Und wir wissen, dass die Summe der Oxidationszahlen der Ionenladung entspricht. Also wir wissen, dass insgesamt hier wieder -1 herauskommt, denn dieses Ion ist einfach negativ geladen. Gut, die 2. Aussage betrifft die Metalle. Metalle tragen eine positive Oxidationszahl. Mangan ist ein Metall und wird demzufolge eine positive Oxidationszahl tragen. Das ist schon mal gut zu wissen. Punkt 3 betrifft Fluor, haben wir in dieser Verbindung wieder nicht enthalten, ist also uninteressant. Wasserstoff ist genauso wenig drin, interessiert uns also auch nicht. Punkt 5 ist wieder der Sauerstoff. Hier haben wir die Aussage: "meistens die Oxidationsstufe -II". Wir wollen jetzt einfach mal davon ausgehen, dass das hier wieder so stimmt. Da stimmt es auch. Und das setzen wir einfach mal ein. Und wir haben hier 4 × Sauerstoff, also 4×(-II)+x, das ist wieder die Oxidationszahl von Mangan. Ich könnte auch groß N von Mangan hinschreiben. Und die Summe aus diesem ergibt -1. Das Ganze können wir jetzt wieder umstellen, so wie wir es eben schon getan haben, 4×(-2) ergibt -8, dann steht hier also -8+x, rechnen das Ganze +8. -1+8, ergibt für x=+VII. Also haben wir jetzt die Oxidationsstufen von Sauerstoff und Mangan im Permanganat-Ion bestimmt. Sauerstoff trägt laut Festlegung sozusagen die Oxidationszahl -II und das Mangan trägt hier die Oxidationszahl +VII.

Gut, das soll es auch erst mal gewesen sein. Ich hoffe, dass es verständlich war und wünsche noch viel Spaß beim Chemie lernen.

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7 Kommentare
  1. C.sarimese

    klasse erklärt aber was ist mit ihrem Ton los??????????? Das nervt echt...

    Von Measy 67, vor etwa 2 Jahren
  2. Default

    sehr gut erklärt danke :)

    Von Roeder Wagner, vor etwa 2 Jahren
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    Also ist die römische Zahl über den Elementen jetzt dieselbe wie bei der Wertigkeit??? Oder sind die Werte anders?

    Von Tim Jonathan H., vor mehr als 3 Jahren
  4. Default

    @Alice Bacher
    Metalle kannst du "leicht" anhand des PSE erkennen.
    Links sind die Metalle und rechts oben die Nichtmetalle.
    Da es sich allerdings etwas schwer beschreiben lässt, hier ein Link: http://chemie-im-alltag.wikispaces.com/file/view/PSE.jpg/30663234/PSE.jpg

    Von Jonas K., vor fast 4 Jahren
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    Woher weiß ich bei welchen Elementen es sich um Metalle handelt? Auswendig lernen?

    Von Alice Bacher, vor fast 4 Jahren
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    Alles Super, bis auf die Tatsache, dass die Oxidationszahl nicht definiert wird.

    Von Johannes Kunz, vor etwa 5 Jahren
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    Das Chloratom besitzt nicht 8 Elektronenpaare, sondern nur 4... das entspricht 8 Elektronen...

    Von Lieschen , vor etwa 6 Jahren
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