Elemente und Moleküle, Schulbuch

66 4 ANoRGANISCHe ReAKtIoNStYPeN Die Oxidationszahl Die Verbrennung von Wasserstoff ist ein Beispiel für eine Oxidation nach der Sau- erstoffdefinition. Bei der Betrachtung der Reaktion über die Elektronendefinition stößt man allerdings auf Schwierigkeiten, weil Wasser als Molekülverbindung keine Ionen enthält und dadurch die Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen nicht be- stimmbar ist. Um auch bei Molekülverbindungen die Elektronendefinition anwenden zu können, ordnet man in den Molekülen die bindenden Elektronenpaare dem elek- tronegativeren Partner zu und erhält damit eine – einer Ionenbindung entsprechen- de – Ladung jedes Bindungspartners. Um diese zugeordnete Ladung von wirklichen Ladungen bei Ionen zu unterscheiden, nennt man sie „Oxidationszahl“. Es hat sich eingebürgert, bei Redox-Reaktionen generell mit Oxidationszahlen zu arbeiten, dh., man gibt auch bei Ionenverbindungen die Oxidationszahl an; diese ist aber identisch mit der Ionenladung. Bestimmung der Oxidationszahl: (Abb. 66.3) 1. Anschreiben der Strukturformel. 2. Zuordnung des bindenden Elektronenpaares zum elektronegativeren Partner (bei gleichartigen Atomen wird das Bindungselektronenpaar geteilt). 3. Abzählen der Elektronen bei jeder Atomsorte (nicht bindende und zugeordnete). 4. Die Oxidationszahl ist die Differenz der Außenelektronenzahl im neutralen Atom und der unter 3 ermittelten Elektronen. Bei den meisten anorganischen Verbindungen lässt sich die Oxidationszahl aus der Summenformel ermitteln, wenn man einige Grundregeln beachtet: 1. Die Summe der Oxidationszahlen ergibt bei neutralen Molekülen null, bei geladenen Atomgruppen die entsprechende Ladung. 2. Die Oxidationszahl bei Elementen ist immer null (kein Elektronegativi- tätsunterschied bei den Bindungspartnern). 3. Oxidationszahlen in Verbindungen : F : immer –1 H : gegenüber Nichtmetallen immer +1 (gegenüber Metallen –1) Metalle : immer positiv 1. Gruppe : immer +1 2. Gruppe : immer +2 O : meistens –2 (in Peroxiden –1: erkennt man, wenn sonst eine der oben stehenden Regeln verletzt wird, zB H 2 O 2 ) Für die nicht metallischen p-Block-Elemente gilt: Die Oxidationszahlen können zwi- schen der Zahl der Außenelektronen (positive Oxidationszahlen) und der Zahl der Elektronen bis zur Auffüllung aufs Oktett (negative Oxidationszahlen) liegen, zB kann Kohlenstoff Oxidationszahlen zwischen –4 und +4 annehmen. Wird im Zuge einer Reaktion die Oxidationszahl eines Atoms erhöht, so ist das die Oxidation. Wird die Oxidationszahl vermindert, spricht man von Reduktion. Mit dieser Erweiterung fallen sehr viele Reaktionen unter den Begriff Redox-Reak- tion, zB: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 0 0 +1 –2 Oxidation Reduktion N 2 + 3 H 2 2 NH 3 0 0 –3 +1 Oxidation Reduktion ■ 66.1: Bestimm die Oxidationszahlen der Atome folgender Teilchen: CH 4 , NH 3 , HNO 3 , N 2 , SO 4 2– , NH 4 + ! ÜBUNGeN O O H H H H H H O H H O H H O H H O + Die Elektronen der H-Atome wandern in den Bereich der O-Atome H 2 H 2 O 2 H H O H H O zur Verfügung gestellte Elektronen zugeordnete Elektronen H O H 1 6 1 0 8 0 +1 -2 +1 Ladungs- differenz Oxidationszahlen 1 2 3 4 B Al Ga In Tl +3 -4 C Si Ge Sn Pb +4 -3 N P As Sb Bi +5 -2 O S Se Te Po +6 -1 F Cl Br I At +7 Maximum positiv Maximum negativ nur negativ nur positiv Abb. 66.4: Oxidationszahlen der p-Elemente Abb. 66.3: Bestimmung der Oxidationszahl Abb. 66.2: Oxidation des Wasserstoffs II Abb. 66.1: Oxidation des Wasserstoffs I Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv