Oxidationszahlen/ Oxidationsstufen

Die Oxidationszahlen sind rein formale Hilfsgrößen und sollten nicht mit echten Ladungen verwechselt werden. Um die Herleitung der Oxidationszahlen zu verstehen, ist die Definition der Elektronegativität (EN) wichtig.

Die Elektronegativität nach Pauling ist jedem Elementsymbol zugeordnet und i.d.R. im Periodensystem zu finden. Schauen wir uns die Verbindung HCl (Salzsäure) an. Die Elektronegativität von Chlor beträgt 3,16 und die von Wasserstoff 2,2. Dadurch ergibt sich eine Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) zwischen den Bindungspartnern. Dies ist durch die Partialladungen (δ+ oder δ-) angedeutet. Somit hat Chlor ein höheres Bestreben, die Bindungselektronen an sich zu ziehen, als Wasserstoff. Zur Bestimmung der Oxidationszahlen werden die Bindungselektronen vollständig dem elektronegativeren Bindungspartner zu geschrieben, in diesem Fall Chlor (siehe dazu Abbildung 3). 

Abbildung 3: Erklärung der Oxidationszahlen am Beispiel von HCl

Durch diese Vorgehensweise erhält das Chloratom in dieser Verbindung formal ein Elektron (e^-) mehr, als es vorher hatte, und dem Wasserstoffatom fehlt ein Elektron (e^-). Daher trägt das Wasserstoffatom die Oxidationszahl +I und das Chloratom die Oxidationszahl –I. Die Summe der Oxidationszahlen ergibt 0, da das HCl-Molekül nach außen ein neutrales Teilchen ist. Die Oxidationszahlen können als römische oder als arabische Ziffern geschrieben werden. Das kann jeder handhaben wie er möchte. Viele Verbindungen wurden auf diese Art und Weise betrachtet und es ergaben sich folgende Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen, die in Tabelle 1 aufgeführt werden.

Tabelle 1: Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen

Natürlich gibt es viele Verbindungen, die aus mehr Elementen bestehen als die in Tabelle 1 erwähnten. Trotzdem kann man für jeden Bindungspartner einer Verbindung die Oxidationszahl bestimmen, wenn man im Hinterkopf behält, dass die Summe der Oxidationszahlen die Ladung des gesamten Moleküls ergeben muss. Liegt ein neutrales Molekül vor, dann darf natürlich keine „Ladung“ übrig bleiben.

Schauen wir uns ein weiteres Molekül an und bestimmen die Oxidationszahlen aller Bindungspartner (siehe dazu Abbildung 4).

Abbildung 4: Bestimmung der Oxidationszahlen bei Ammoniak (NH3)

Wir wissen aus Tabelle 1, dass gebundener Wasserstoff in der Regel die Oxidationszahl +I trägt. Dieses Wissen können wir hier anwenden. Da im Ammoniakmolekül drei Wasserstoffatome enthalten sind, ergibt das eine formale Ladung von +III. Da Ammoniak in Summe ein neutrales Molekül ist, muss das Stickstoffatom (N) diese formale Ladung von +III durch seine Oxidationszahl kompensieren. Daher trägt N die Oxidationszahl -III. In Summe ergibt die eine Oxidationszahl von 0.

Analysieren wir ein weiteres Beispiel in Abbildung 5. Das Ion heißt Permanganat (MnO₄^-) und die wässrige Lösung dieses Ions ist tief violette.

Abbildung 5: Bestimmung der Oxidationszahlen bei Permanganat (MnO4-)

Tabelle 1 zeigt, dass gebundener Sauerstoff in der Regel die Oxidationszahl –II trägt. Da in dem Permanganation jedoch 4 Sauerstoffatome gebunden sind, erhalten wir eine formale Ladung von -VIII. Diese Ladung muss durch das Mangan (Mn) bis auf eine negative Ladung ausgeglichen werden. Somit erhält das Mn die Oxidationszahl +VII und in Summe ist das Molekül nach außen einfach negativ geladen.

Es gibt jedoch Ausnahmen von den Regeln in Tabelle 1. Schauen wir uns dazu die Verbindungen Wasserstoffperoxid (H₂O₂) und Lithiumhydrid (LiH) an.

Abbildung 6: Oxidationszahlen bei Wasserstoffperoxid (H2O2)

Wir sehen in Abb. 6, dass der gebundene Wasserstoff hier, wie meistens, die Oxidationszahl +I trägt. Die Sauerstoffatome erhalten jedoch die Oxidationszahl –I (nicht wie sonst –II). Der Grund dafür ist die Sauerstoff-Sauerstoff-Bindung. Dort haben wir keine Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN) und somit können wir die Bindungselektronen keinem Bindungspartner zuordnen.

Schauen wir uns als nächste Ausnahme Lithiumhydrid in Abb. 7 an. Die Elektronegativität von Lithium beträgt 0,98, die von Wasserstoff 2,2. Wasserstoff ist also in diesem Fall elektronegativer als sein Bindungspartner. Dadurch trägt es in dieser Verbindung die Oxidationszahl –I (nicht wie sonst +I).

Abbildung 7: Oxidationszahlen bei Lithiumhydrid (LiH)