Oxidationszahlen bestimmen – Regeln einfach erklärt

Oxidationszahlen bestimmen heißt, jedem Atom in einem Molekül oder Ion eine gedachte Ladung zuzuordnen, die es hätte, wenn alle Bindungen rein ionisch wären. Diese Zahl wird mit römischen Ziffern oder mit Vorzeichen geschrieben, etwa +I für Wasserstoff oder -II für Sauerstoff, und beschreibt, wie stark ein Atom Elektronen im Vergleich zum ungebundenen Zustand angezogen oder abgegeben hat.

Oxidationszahlen sind wichtig, um Redoxreaktionen zu erkennen: Steigt die Oxidationszahl eines Atoms im Reaktionsverlauf, hat es Elektronen abgegeben und wurde oxidiert. Sinkt die Oxidationszahl, hat das Atom Elektronen aufgenommen und wurde reduziert. Ohne Oxidationszahlen lässt sich bei komplexeren Reaktionen oft nicht erkennen, welches Element tatsächlich oxidiert oder reduziert wird.

Ein typischer Fehler ist, Oxidationszahlen mit echten Ladungen von Ionen zu verwechseln. Bei einer kovalenten Bindung wie in Wasser gibt es keine wirklich getrennten Ladungen, die Oxidationszahl ist eine reine Rechengröße, die auf der angenommenen vollständigen Elektronenübertragung zum elektronegativeren Partner beruht.

Ein häufiger Fehler ist, die Regel für Sauerstoff ausnahmslos anzuwenden. In Peroxiden wie Wasserstoffperoxid (H2O2) hat Sauerstoff nicht die Oxidationszahl -II, sondern -I, weil sich zwei Sauerstoffatome eine Elektronenpaarbindung teilen, die sonst dem elektronegativeren Partner zugerechnet würde.

Ein zweiter Fehler ist, Metallhydride zu übersehen. In Natriumhydrid (NaH) hat Wasserstoff nicht wie sonst üblich die Oxidationszahl +I, sondern -I, da Natrium als Metall elektropositiver ist als Wasserstoff und die Elektronen formal an den Wasserstoff abgibt.

Ein dritter Fehler betrifft die Vorzeichen bei Ionen: Bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl exakt der Ionenladung, bei mehratomigen Ionen wie Sulfat (SO4 2-) muss die Summe aller Oxidationszahlen dagegen der Gesamtladung des Ions entsprechen, nicht null.

Beim Rosten von Eisen läuft eine Redoxreaktion ab, die sich mit Oxidationszahlen genau beschreiben lässt: Eisen mit der Oxidationszahl 0 wird zu Eisen(III) mit der Oxidationszahl +III oxidiert, während Sauerstoff von 0 auf -II reduziert wird. Dieser Elektronenübergang erklärt, warum Rost eine völlig andere chemische Substanz ist als das ursprüngliche Metall.

Auch die Photosynthese lässt sich über Oxidationszahlen beschreiben: Der Kohlenstoff im Kohlenstoffdioxid mit der Oxidationszahl +IV wird zu Kohlenstoff in Glucose mit einer niedrigeren Oxidationszahl reduziert, während Wasser zu Sauerstoff oxidiert wird. Pflanzen nutzen dafür Lichtenergie, um diese energetisch aufwendige Reduktion anzutreiben.

Auch bei der Verbrennung von Brennstoffen wie Erdgas läuft eine Oxidation ab: Der Kohlenstoff im Methan mit der Oxidationszahl -IV wird bis zur Oxidationszahl +IV im entstehenden Kohlenstoffdioxid oxidiert. Der große Sprung der Oxidationszahl erklärt, warum bei dieser Reaktion viel Energie freigesetzt wird.

In der Klassenarbeit wirst du häufig gebeten, die Oxidationszahl eines bestimmten Atoms in einer unbekannten Verbindung zu berechnen. Gehe dabei immer in derselben Reihenfolge vor: zuerst Fluor, dann Sauerstoff, dann Wasserstoff festlegen, danach die restliche Oxidationszahl über die Summenbedingung berechnen.

Wirst du gefragt, welches Element oxidiert und welches reduziert wird, vergleiche für jedes Element die Oxidationszahl auf der Edukt- und der Produktseite der Reaktionsgleichung. Nur ein direkter Vergleich zeigt zuverlässig, ob die Zahl gestiegen oder gesunken ist, das bloße Betrachten der Formel reicht nicht aus.