Oxidationsstufen

Guten Tag und herzlich willkommen, in diesem Videofilm geht es um Oxidationsstufen. Als Vorkenntnisse über dieses Video solltet ihr gute Kenntnisse über Redoxreaktionen mitbringen. Auf alle Fälle ist euch der Begriff "korrespondierende Redoxpaare" bekannt. Mein Ziel ist es, euch Verständnis des Begriffes der Oxidationsstufe und die Anwendung auf elementare Beispiele zu vermitteln. Der Film wurde in 5 Abschnitte untergliedert. 1. Eine Frage - mehrere Antworten. 2. Was ist die Oxidationsstufe und wofür wird sie verwendet? 3. Regeln zur Ermittlung der Oxidationsstufe. 4. Oxidationsstufen biochemisch wichtiger Teilchen. 5. Anwendungen.

Bevor wir in das wissenschaftliche Leben einsteigen, noch ein wichtiger Hinweis. Oxidationsstufe, von mir in diesem Video als OS abgekürzt, ist ein anderer Begriff für das Fachwort Oxidationszahl. Für das auch die Abkürzung OZ verwendet wird.

1. Eine Frage - mehrere Antworten Wird dem Fachmann die Frage gestellt: Welche Oxidationsstufe hat Stickstoff? So wird er mit der Gegenfrage antworten: In welchem Stoff? Im Ammoniakmolekül hat Stickstoff die Oxidationsstufe -3. Im Lachgas, N2O hat Stickstoff die Oxidationsstufe +1. Im Stickstoffdioxid ist die Oxidationsstufe +4. Und im Stickstoffmolekül ist sie gar 0. Im Distickstofftrioxidmolekül beträgt die Oxidationsstufe des Stickstoffs +3. Das Stickstoffmonoxidmolekül weist einen Wert von +2 auf. Im Salpetermolekül erreicht der Stickstoff seine höchste Oxidationsstufe, +5. Jetzt haben wir auch verstanden, warum die Frage berechtigt ist, in welchem Stoff?

2. Was ist die Oxidationsstufe und wofür wird sie verwendet? Die Oxidationsstufe gibt die formale oder tatsächliche Ladung an, die ein Atom in einem Molekül oder Ion trägt. Um die Oxdidationszahlen der Atome im Ammoniakmolekül zu verstehen, bedient man sich der Elektronegativität als Hilfsmittel. Das Stickstoffatom trägt eine negative Partialladung, die Wasserstoffatome jeweils eine positive. Somit können wir die Vorzeichen der Oxidationsstufen aufschreiben. Stickstoff -, Wasserstoff +. Ein Wasserstoffatom hat nur ein Außenelektron. Also ist die Oxidationszahl +1. Das Ammoniakmolekül besitzt 3 Wasserstoffatome, also muss das Stickstoffatom eine Oxidationszahl von -3 besitzen. Die Summe der Oxidationsstufen muss nämlich 0 sein. Wir machen die Probe. -3+3×(+1)=0, stimmt. Bei Salzen wie Natriumchlorid stellt man sich einfach gedanklich die Dissoziation vor und überlegt sich, welche Ladungen die gebildeten Ionen tragen. Für Natrium erhalten wir somit eine Oxidationsstufe von +1, und für Chlor, entsprechend eine Oxidationsstufe von -1. Wie ist beim Wasser zu verfahren? Wir wissen, dass Wasser ein Dipolmolekül ist. Die negative Partialladung befindet sich beim Sauerstoffatom. Die positiven Partialladungen sitzen an den Wasserstoffatomen. Der Dipolcharacter und die Ladungen der Vorzeichen resultieren wieder aus den Elektronegativitäten. Wir erinnern uns an die Oxidationsstufen des Wasserstoffs und übertragen diese auf das Wassermolekül. Da im Wassermolekül 2 Wasserstoffatome vorhanden sind, muss die Oxidationsstufe des Sauerstoffs -2 betragen. Die Bedeutung der Oxidationsstufen für das Verständnis und die Vorhersage von Redoxreaktionen ist immens. Das 2. wichtige Anwendungsgebiet ist das Aufstellen von Redoxgleichungen.

Und nun kommen wir endlich 3. zu den Regeln zur Ermittlung der Oxidationsstufen Schauen wir uns einige Elemente an. Chlor, CL2, 0. Magnesium, Mg, 0. Stickstoff, N2, 0. Wir verallgemeinern: Die Oxidationsstufe eines reinen Elementes ist 0. Betrachten wir nun einfache Ionen. Das Chloridion hat eine Oxidationsstufe von -1. Das Magnesiumion von +2. Das Aluminiumion von+3. Wir verallgemeinern: Die Oxidationsstufe einfacher Ionen ist gleich, ihrer Ladung. Schon sind wir bei den Molekülen gelandet. Die Summe der Oxidationsstufen der Atome eines Moleküls ist stets 0. Das bedeutet für das Methanmolekül, Wasserstoff, das wissen wir +1. 4 Wasserstoffatome macht +4, also hat das Kohlenstoffatom eine Oxidationsstufe von -4. Das Kohlenstoffmonoxidmolekül enthält Sauerstoff, das eine Oxidationsstufe von -2 hat. Entsprechend hat das Kohlenstoffatom eine Oxidationsstufe von +2. Entsprechend verfahren wir mit dem Kohlenstoffdioxidmolekül. Es hat die Oxidationszahl -2, das bedeutet zusammen -4. Also hat das Kohlenstoffatom eine Oxidationszahl von +4. Auch für komplexe Ionen gibt es eine einfache Regel. Hier ist die Summe der Oxidationszahlen der beteiligten Atome gleich der Ladung des Ions. Nehmen wir als Beispiel das Nitration. Es enthält 3 Sauerstoffatome. Jedes hat eine Oxidationszahl von -2. Das macht zusammen -6. Eine negative Ladung berücksichtigen wir, bleibt also übrig, -5. Das muss kompensiert werden durch das Stickstoffatom. Also hat es eine Oxidationsstufe von +5. Genauso argumentieren wir mit PO4 3-, Phosphat. Sauerstoff hat die Oxidationsstufe -2. 4×(-2) sind -8, die 3 negativen Ladungen berücksichtigen wir, bleibt -5 übrig. Also besitzt das Phosphoratom eine Oxidationsstufe von +5. Das Sulfation, SO4 2-. Es enthält 4 Sauerstoffatome mit den Oxidationsstufen von jeweils -2. 4×(-2) sind -8. Wir berücksichtigen die negativen Ladungen des Sulfations, -2, bleibt übrig, -6. Muss kompensiert werden durch das Schwefelatom, also hat Schwefel die Oxidationsstufe von +6.

1. Oxidationsstufen biochemisch wichtiger Teilchen Wir werden jetzt die Oxidationsstufen der Elemente in biochemisch wichtigen Teilchen betrachten. Sauerstoffatom und Wasserstoffatom werde ich dabei nicht benennen, sondern immer das Restelement. Die Oxidationsstufe -4 findet man im Methanmolekül beim Kohlenstoff. -3 ist die Oxidationsstufe des Stickstoffs im Ammoniakmolekül. Oxidationsstufen von -2, treffen wir im Sulfidion und im Sauerstoffion an. Eine Oxidationszahl von -1 weisen auf: Die Halogenitionen, wie zum Beispiel Iodit. Das Hydrid-Ion und das Peroxid-Ion. +1 finden wir vor beim Wasserstoffion, auch Proton genannt, beim Natriumion, beim Kaliumion und beim Lachgas. Weiter geht es. +2 treffen wir bei verschiedenen Metallionen an. Magnesiumion, Calciumion, Zinkion, Cobalt-2-Ion, Eisen-2-Ion, und Kupfer-2-Ion. Außerdem haben die Oxidationsstufe 2 der Kohlenstoff im Kohlenstoffmonoxid und der Stickstoff, im Stickstoffmonoxid. Eine Oxidationsstufe von +3 weisen das Eisen-3-Ion und das Cobalt-3-Ion auf. Außerdem hat der Stickstoff im Nitrit die Oxidationsstufe +3. Eine Oxidationsstufe +4 besitzen der Kohlenstoff im Kohlenstoffdioxid und der Schwefel im Schwefeldioxid. +5 finden wir in typischen Säurerestionen, wie Nitrat, Phosphat und Hydrogenphosphat. +6 weisen Schwefel im Sulfat und Chrom im Chromat auf. Und schließlich die höchste Oxidationsstufe +7 zeigt Mangan in Permanganat.

2. Anwendungen Ammoniak wird zu Nitrat oxidiert. Ammoniak, NH3 reagiert zu Nitrat, NO3-. Im Ammoniak hat der Stickstoff eine Oxidationszahl von -3. Im Nitrat von +5. Diese erreicht er durch die Abgabe von 8 Elektronen. Es muss gelten: Ladung 1 = Ladung 2, und Ladung 2 auf der rechten Seite ist 9. An Redoxreaktionen sind häufig kleine Spezies wie Wasser und dessen Dissoziationsprodukte beteiligt. Natürlich muss bei der Ladungsgleichheit das Vorzeichen berücksichtig werden. Also -9. Eine negative Ladung weist nur das Hydroxidion auf. Also ist es das Hydroxidion, das beim Ladungsausgleich auf der linken Seite helfen muss. Wir benötigen somit, auf der linken Seite, noch 9 Hydroxidionen. Wenn wir auf der rechten Seite noch 6 Wassermoleküle hinzufügen, so ist die Gleichung stofflich und ladungsmäßig ausgeglichen. Die generierte Reaktion ist die Teilreaktion einer Redoxreaktion. Achtung! Wem dieses Beispiel nicht passt, dem sei gesagt, hier kommt es allein auf das Prinzip an.

Zum Abschluss noch ein 2. Beispiel. Kohlenstoffdioxid wird reduziert. Aus Kohlenstoffdioxid, CO2, soll Methan entstehen, CH4. Der Kohlenstoff links hat eine Oxidationsstufe +4. Der rechts von -4. Beim Übergang von links, nach rechts werden 8 Elektronen aufgenommen. Elektronenaufnahme, so erinnern wir uns, bedeutet Reduktion. Reduktion im ursprünglichen Sinne, heißt aber auch, die Abgabe von Sauerstoff. Elementarer Sauerstoff hat eine Oxidationsstufe von 0. Um einen Elektronenausgleich herzustellen, nehmen wir an, dass auf der linken Seite in einer Verbindung noch Sauerstoff enthalten ist, der die Oxidationsstufe -2 enthält. Um eine Elektronenabgabe von links nach rechts, von 8 Elektronen zu gewährleisten, benötigen wir rechts im Ganzen 4 Sauerstoffatome. Also 2O2. Auf der linken Seite benötigen wir noch 2H2O und die Gleichung ist ausgeglichen. Die Reaktion, die als Hin- und Rückreaktion betrachtet werden kann, ist eine vollständige Redoxreaktion.

Das war für eine Einführung fast viel zu viel. Ich wünsche euch alles Gute. Auf Wiedersehen.