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Einzelarbeit!

Oxidationszahlen sind Hilfszahlen, die angeben, wie viele Elektronen ein Atom in einer

Verbindung formal aufgenommen oder abgegeben hat. Sie helfen,

Elektronenverschiebungen zu verstehen und Redoxreaktionen zu erkennen. Eine

Erhöhung der Oxidationszahl bedeutet Oxidation (Elektronenabgabe), eine

Verringerung bedeutet Reduktion (Elektronenaufnahme). Elemente im reinen Zustand

besitzen immer die Oxidationszahl 0, und bei lonen entspricht die Oxidationszahl ihrer

Ladung. Bestimmte Elemente haben feste typische Werte: Sauerstoff meist -Il,

Wasserstoff +1, Fluor -1, Alkalimetalle +| und Erdalkalimetalle +ll. Die Summe aller

Oxidationszahlen eines Moleküls ergibt 0, bei lonen entspricht sie der lonenladung.

Die Bestimmung der Oxidationszahlen zeigt also, wie Bindungselektronen verteilt

sind, und ermöglicht es, Reaktionen zu bilanzieren, Redoxprozesse nachzuvollziehen

und chemische Reaktionsverläufe besser zu verstehen.

Für das Aufstellen von Oxidationszahlen gibt es feste Regeln: Elemente im reinen Zustand haben die Oxidationszahl 0, Sauerstoff meistens –II, Wasserstoff meistens +I und die Summe aller Oxidationszahlen in einer Verbindung ergibt 0. In Ionen entspricht die Summe der Ionenladung.

Ein Beispiel für verschiedene Oxidationszahlen sind Sauerstoff mit –II und Aluminium mit +III. Daran erkennt man, dass Sauerstoff Elektronen aufnimmt und Aluminium welche abgibt. Durch die Kenntnis der Oxidationszahlen kann man erkennen, welche Stoffe oxidiert oder reduziert werden und wie Elektronen in Reaktionen wandern.

In Lewis-Strukturformeln stellt man die Bindungen und freien Elektronenpaare dar. Wasser hat die Struktur H–O–H, Kohlendioxid wird mit O=C=O dargestellt und Schwefelsäure besitzt ein Schwefelatom in der Mitte, das mit zwei Doppelbindungen zu O und mit zwei OH-Gruppen verbunden ist.

Beispiel:

• 0=-2 (x2 =-4)

• Also muss C = +4 sein, damit die Summe 0 ergibt.

• Beispiel: SO^- (Sulfat-lon)

• 0=-2 (x4 =-8)

• 1. Elemente im Grundzustand: Oxidationszahl = 0

  • Beispiel:

  • 02, H2, Nz, Na(s) → alle Atome haben 0.

  • 2. Einatomige lonen → Oxidationszahl = lonenladung

    • Beispiele:

    • Nat - +1

    • CI- -1

Wenn die Oxidationszahl eines Atoms steigt, bedeutet dass das Elektronen abgegeben hat und oxidiert wurde. Sinkt die Oxidationszahl hat das Atom Elektronen aufgenommen und wurde reduziert. Mit Oxidationszahlen kann man also leicht erkennen welche Teilchen Elektronen verlieren oder gewinnen und wie chemische Reaktionen ablaufen.

Ethansäure (Essigsäure):

Viele Gasblasen entstehen, das Magnesium löst sich langsam auf und die Lösung wird warm. Das Magnesium schwimmt teilweise im Reagenzglas.

Propansäure (Propionsäure):

Weniger Gasblasen, das Magnesium sinkt nach unten und reagiert langsamer. Die Lösung bleibt kühl.

Auswertung

Ethansäure reagiert stärker mit Magnesium als Propansäure. Deshalb ist Ethansäure die stärkere Säure.

Reihenfolge der Säurestärke

1. Ethansäure (Essigsäure)

2. Propansäure (Propionsäure)

4-6 AB C