Mit einer klaren Reihenfolge findest du Oxidationszahlen in Molekülen, Salzen und Ionen. Die Beispiele erklären jeden Rechenschritt – und zeigen, weshalb Sauerstoff nicht immer −II hat.
Drei kurze Aufgaben helfen dir, deinen Startpunkt zu finden. Wenn du unsicher bist, wähle „Weiß ich noch nicht“.
Entscheide ohne Nachschlagen. Pro Aufgabe passt genau eine Antwort.
Ein Eisenatom kann als Metall vorliegen oder Bestandteil verschiedener Verbindungen sein. Um solche Zustände zu vergleichen, verwendet man Oxidationszahlen. Sie helfen später dabei zu erkennen, welche Atome bei einer Reaktion formal Elektronen abgeben oder aufnehmen.
Bei einer Atombindung teilt man die Bindungselektronen gedanklich vollständig dem elektronegativeren Atom zu. Zwischen gleichen Atomen teilt man sie gleich auf. Aus dieser gedachten Zuordnung ergibt sich eine formale Ladung: die Oxidationszahl. Eine tatsächliche vollständige Elektronenübertragung ist dafür nicht erforderlich.
Oxidationszahlen sind deshalb nicht automatisch reale Ionenladungen. In einem Wassermolekül hat Wasserstoff die Oxidationszahl +I und Sauerstoff −II. Das bedeutet nicht, dass Wasser aus freien H⁺- und O²⁻-Ionen besteht. Auch die Partialladungen δ⁺ und δ⁻ sind etwas anderes.
1. Elementare Stoffe erhalten 0. Das gilt für Zn, aber auch für H₂, O₂ und S₈. Mehrere gleiche Atome in einem Molekül ändern diese Regel nicht.
2. Einatomige Ionen erhalten ihre Ionenladung. Na⁺ hat +I, Mg²⁺ hat +II und Cl⁻ hat −I. In der Ionenformel schreibt man die Ladung mit arabischen Ziffern, als Oxidationszahl hier mit römischen.
3. Bekannte Werte in Verbindungen eintragen. Alkalimetalle haben gewöhnlich +I, Erdalkalimetalle +II. Fluor hat in seinen Verbindungen −I. Wasserstoff hat meist +I und Sauerstoff meist −II. Die wichtigen Ausnahmen stehen weiter unten.
4. Die Summe muss stimmen. In einer neutralen Verbindung ist sie 0. In einem mehratomigen Ion ist sie gleich der Gesamtladung des Ions. Jede Oxidationszahl wird mit der Anzahl der betreffenden Atome multipliziert.
Bestimme für jede Formel zuerst die Gesamtladung. Notiere danach bekannte Oxidationszahlen und Atomanzahlen. Rechne den unbekannten Wert aus, bevor du ihn mit der Anzeige vergleichst.
1 · Bekannte Werte
2 Sauerstoffatome: je −II
2 · Gesuchter Wert
C: gesucht
Gesamtladung: 0
3 · Atome mitzählen
x + 2 · (−2) = 0
x − 4 = 0
Die Rechnung verwendet normale Zahlen. Das Ergebnis wird als Oxidationszahl mit römischen Ziffern geschrieben. x gilt jeweils pro Atom des gesuchten Elements.
Bei CO₂ muss die Summe aller Oxidationszahlen, gewichtet mit den Atomanzahlen, 0 ergeben. Der Index zählt Atome; er verändert nicht die Oxidationszahl eines einzelnen Sauerstoffatoms.
Vorhersagen und überprüfen: Warum ist die Zielsumme bei CO₂ null, beim Sulfat-Ion aber −2?
CO₂ ist ein ungeladenes Molekül. SO₄²⁻ ist ein zweifach negativ geladenes Ion. Die Summe aller Oxidationszahlbeiträge muss jeweils der Gesamtladung entsprechen.
Formel lesen: CO₂ enthält ein Kohlenstoffatom und zwei Sauerstoffatome. Die Verbindung ist insgesamt ungeladen.
| Atomart | Anzahl | Wert je Atom | Beitrag |
|---|---|---|---|
| C | 1 | x | x |
| O | 2 | −II | −4 |
Auflösen: Die Sauerstoffatome liefern zusammen −4. Der Kohlenstoff muss +4 beitragen, damit die Summe 0 wird. Seine Oxidationszahl ist also +IV.
Kontrolle: (+4) + 2 · (−2) = 0. Der Wert −4 ist die Summe der Sauerstoffbeiträge, nicht die Oxidationszahl eines einzelnen O-Atoms.
SO₄²⁻ ist ein mehratomiges Ion. Die hochgestellte 2− gehört zum gesamten Ion; sie ist nicht allein die Ladung des Schwefelatoms. Vier Sauerstoffatome ergeben bei je −II zusammen −8.
Die richtige Gleichung lautet x − 8 = −2. Addiere auf beiden Seiten 8: x = +6. Schwefel besitzt hier die Oxidationszahl +VI.
Ein häufiger Fehler ist x − 8 = 0. Damit würde man die Ionenladung übersehen und fälschlich +VIII erhalten. Markiere deshalb vor dem Rechnen immer, ob eine Gesamtladung angegeben ist.
Tiefe 4: vier O-Atome im Ion.
Hohe 2−: Ladung des gesamten Sulfat-Ions.
S: +VI: berechnete Oxidationszahl des Schwefelatoms.
Die Gesamtladung −2 ist die Zielsumme der Rechnung. Sie wird nicht einfach als Oxidationszahl auf Schwefel übertragen.
Die Formel KMnO₄ beschreibt das Zahlenverhältnis im Salz. Kalium trägt +I bei; die vier Sauerstoffatome liefern zusammen −8. Das Salz ist insgesamt neutral.
Also gilt 1 + x − 8 = 0. Für Mangan ergibt sich +VII. Betrachtest du stattdessen nur das Permanganat-Ion MnO₄⁻, lautet die Rechnung x − 8 = −1 und führt zum selben Wert.
So kannst du ein Ergebnis auf zwei Wegen kontrollieren. Achte darauf, nicht die neutrale Salzformel mit der Ladung ihres einzelnen Anions zu vermischen.
Ein O-Atom, zwei H-Atome:
2 · (+1) + x = 0
⇒ x = −2
Zwei O-Atome, zwei H-Atome:
2 · (+1) + 2x = 0
⇒ x = −1
Die römischen Zahlen über den Atomen sind Oxidationszahlen, keine Ionenladungen. Die Strichformeln zeigen die Verknüpfung; Bindungswinkel und freie Elektronenpaare sind nicht dargestellt.
Peroxide: In H₂O₂ hat Sauerstoff −I. Die Rechnung mit Wasserstoff +I ergibt 2 · (+1) + 2x = 0 und damit x = −1. Die O–O-Bindung wird zwischen gleichen Atomen gleich aufgeteilt.
Metallhydride: In NaH erhält Natrium +I und Wasserstoff −I. Die häufige Wasserstoffregel +I gilt hier nicht. In elementarem H₂ gilt wiederum 0.
Sauerstoff mit Fluor: In OF₂ hat jedes Fluoratom −I. Deshalb muss Sauerstoff +II besitzen. Fluor ist elektronegativer als Sauerstoff.
Diese Beispiele zeigen: Die Regeln sind keine Liste beliebig austauschbarer Vermutungen. Beachte zuerst eindeutige Angaben wie Elementzustand, Ionenladung und Fluor, dann typische Verbindungsarten und schließlich die Summenkontrolle.
Vergleiche dieselbe Atomart vor und nach einer Reaktion. Steigt ihre Oxidationszahl, liegt eine Oxidation vor. Sinkt sie, liegt eine Reduktion vor. Eine positive Oxidationszahl allein beweist noch nicht, dass gerade eine Oxidation stattfindet: Dafür brauchst du die Veränderung.
Eine Erhöhung von 0 auf +II entspricht formal der Abgabe von zwei Elektronen pro Atom. Bei zwei solchen Atomen werden vier Elektronen bilanziert. Auch hier muss die Anzahl der Atome mitgezählt werden.
Bei komplizierten Verbindungen können gleichartige Atome unterschiedliche Umgebungen haben. Eine Summenrechnung liefert dann unter Umständen nur einen mittleren Wert. Zur Zuordnung einzelner Atome benötigt man die Struktur. Unsere Beispiele sind so gewählt, dass die Zuordnung eindeutig ist.
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0
O₂ ist ein elementarer Stoff. Auch in mehratomigen Elementmolekülen gilt die Oxidationszahl 0.
+II
Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung.
0
Jeder Wert wird mit seiner Atomanzahl gewichtet; die Summe ergibt die Gesamtladung.
−2
Bei einem mehratomigen Ion entspricht die Summe der Gesamtladung des Ions.
Oxidation
Ein Anstieg entspricht formal einer Elektronenabgabe.
Nein, sie beruhen auf einer formalen Elektronenzuordnung
Bei Atombindungen ordnet man Elektronen gedanklich zu. Das erzeugt nicht automatisch freie Ionen.
+IV
x + 2·(−2) = 0. Damit ist x = +4.
+VI
x + 4·(−2) = −2, also x = +6. Die Ionenladung gehört in die Zielsumme.
+VII
1 + x + 4·(−2) = 0 ergibt x = +7.
−I
2·(+1) + 2x = 0 ergibt x = −1. Wasserstoffperoxid ist eine wichtige Ausnahme.
−I
(+1) + x = 0. In diesem Metallhydrid besitzt Wasserstoff −I.
+II
x + 2·(−1) = 0. Fluor ist elektronegativer als Sauerstoff.
Vier
Pro Atom werden zwei Elektronen abgegeben; bei zwei Atomen sind es vier.
Aufnahme von fünf Elektronen
Die Oxidationszahl sinkt um fünf. Das entspricht einer Reduktion mit fünf Elektronen.
Die Gesamtladung des Ions wurde übersehen
Die richtige Zielsumme ist −2, nicht 0.
Nein, jedes O hat −II
Anzahl mal Oxidationszahl ergibt den Gesamtbeitrag. Einzelwert und Summe dürfen nicht verwechselt werden.
Nein, man braucht den Vergleich vor und nach der Reaktion
Oxidation ist eine Veränderung zu einem höheren Wert, kein einzelner Zustand.
Gleiche Elemente können unterschiedliche Bindungsumgebungen haben
Die Summe kann einen Mittelwert liefern. Für einzelne Atompositionen braucht man die Struktur.
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Die Aufgaben sind unterschiedlich. Die Ergebnisse geben dir eine kurze Orientierung zu deinem Lernstand.
Erst selbst lösen, dann die Lösung öffnen.
0, weil ein elementarer Stoff vorliegt.
+III. Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung.
x + 3 · (−2) = −1, also x = +5. Stickstoff hat +V.
2 · (+1) + x + 4 · (−2) = 0. Daraus folgt S: +VI.
Es handelt sich um ein Peroxid. Aus 2 · (+1) + 2x = 0 folgt O: −I.
Nein. Die Oxidationszahl ist eine formale Elektronenzuordnung und nicht automatisch eine reale Ionenladung.
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