Oxidationszahlen, Redoxmittel und Ausgleichen mit Teilgleichungen

Was eine Oxidationszahl festhält

Eine Oxidationszahl ist die Ladung, die ein Atom tragen würde, wenn jede Bindung zwischen verschiedenen Atomen vollständig ionisch wäre und die gemeinsamen Elektronen dem elektronegativeren Atom zugeordnet würden; Elektronen, die sich zwischen gleichen Atomen teilen, werden gleichmäßig aufgeteilt. Es ist eine formale Zählung, keine gemessene Ladung. Im Wasser wird Sauerstoff −2 und jedem Wasserstoff +1 zugewiesen, obwohl die tatsächlichen Teilladungen viel kleiner sind.

Oxidation ist eine Zunahme der Oxidationszahl, was einer Abgabe von Elektronen entspricht. Reduktion ist eine Abnahme der Oxidationszahl, eine Aufnahme von Elektronen. Beide treten immer gemeinsam auf, weil die von einer Spezies abgegebenen Elektronen von einer anderen aufgenommen werden müssen. In jeder Redoxgleichung ist die gesamte Zunahme der Oxidationszahl gleich der gesamten Abnahme, und jede Ausgleichsmethode beruht auf dieser Gleichheit.

Oxidationszahlen in der Reihenfolge ihrer Vorrangregeln zuweisen

Wende die Regeln von oben nach unten an. Widersprechen sich zwei Regeln, gewinnt die höhere, und das letzte unbekannte Atom in einer Formel ergibt sich als Differenz.

Für das Dihydrogenphosphation, H₂PO₄⁻: 2(+1) + P + 4(−2) = −1, also P = +5. Für das Tetrathionation, S₄O₆²⁻: 4S + 6(−2) = −2, die vier Schwefelatome ergeben also zusammen +10 und im Mittel +2.5. Ein gebrochenes Ergebnis bedeutet, dass Atome desselben Elements in verschiedenen Umgebungen sitzen und die angegebene Zahl ein Mittelwert ist. Magnetit, Fe₃O₄, hat im Mittel +8/3, weil er auf zwei Fe³⁺ ein Fe²⁺ enthält.

• Ein Atom in einem reinen Element hat 0 (Fe, O₂, S₈).
• Bei einem einatomigen Ion entspricht sie seiner Ladung (Mg²⁺ hat +2, Br⁻ hat −1).
• Die Oxidationszahlen in einer Formel ergeben zusammen ihre Gesamtladung.
• Fluor hat in allen Verbindungen −1.
• Metalle der Gruppe 1 haben in Verbindungen +1 und Metalle der Gruppe 2 +2.
• Wasserstoff hat +1 mit Nichtmetallen und −1 in Metallhydriden wie NaH.
• Sauerstoff hat meist −2, aber −1 in Peroxiden (H₂O₂), −½ in Hyperoxiden (KO₂) und +2 in OF₂.
• Chlor, Brom und Iod haben meist −1, außer wenn sie an Sauerstoff oder an ein leichteres Halogen gebunden sind.

Oxidationsmittel und Reduktionsmittel benennen

Das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und bewirkt, dass etwas anderes oxidiert wird, wird also selbst reduziert. Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert. Benenne die gesamte Spezies und nicht ein einzelnes Atom.

Betrachte 2Fe²⁺(aq) + H₂O₂(aq) + 2H⁺(aq) → 2Fe³⁺(aq) + 2H₂O(l). Eisen steigt von +2 auf +3, also wird Fe²⁺ oxidiert und ist das Reduktionsmittel. Sauerstoff fällt von −1 im Peroxid auf −2 im Wasser, also wird H₂O₂ reduziert und ist das Oxidationsmittel. Wasserstoff bleibt durchgehend +1. Zwei Eisenionen geben je ein Elektron ab und zwei Peroxid-Sauerstoffatome nehmen je eines auf, es werden also zwei Elektronen abgegeben und zwei aufgenommen.

Eine Spezies kann beide Rollen spielen. In Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O geht ein Chloratom von 0 auf −1 und das andere von 0 auf +1. Das ist eine Disproportionierung, und Cl₂ ist zugleich Oxidations- und Reduktionsmittel.

Ausgleichen mit Teilgleichungen in saurer Lösung

Trennt man Oxidation und Reduktion, kann man jede Elektronenübertragung für sich ausgleichen und die Hälften dann so kombinieren, dass sich die Elektronen aufheben. Wasser liefert Sauerstoffatome und H⁺ liefert Wasserstoffatome, weil das die Spezies sind, die in saurem Wasser tatsächlich vorliegen.

Rechenbeispiel 1. In Säure oxidiert Dichromat Nitrit: Cr₂O₇²⁻ + NO₂⁻ → Cr³⁺ + NO₃⁻. Chrom geht von +6 auf +3 und Stickstoff von +3 auf +5. Oxidationshälfte: NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻, mit der Ladung −1 auf jeder Seite. Reduktionshälfte: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O, mit der Ladung +6 auf jeder Seite. Die sechs Elektronen passen zu zwei Chromatomen, die sich um je drei Einheiten ändern.

Multipliziere die Oxidationshälfte mit 3, sodass beide Hälften 6e⁻ umfassen, und addiere dann: Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 3NO₂⁻ + 3H₂O → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3NO₃⁻ + 6H⁺. Streiche 6H⁺ und 3H₂O auf jeder Seite: Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3NO₂⁻ → 2Cr³⁺ + 3NO₃⁻ + 4H₂O. Kontrolle: Cr 2 und 2; N 3 und 3; O 7 + 6 = 13 und 9 + 4 = 13; H 8 und 8; Ladung −2 + 8 − 3 = +3 und +6 − 3 = +3.

• Teile die Skelettgleichung in eine Oxidationshälfte und eine Reduktionshälfte.
• Gleiche jedes Element außer O und H aus.
• Gleiche O durch Zugabe von H₂O aus, dann H durch Zugabe von H⁺.
• Gleiche die Ladung aus, indem du Elektronen auf der positiveren Seite ergänzt.
• Skaliere die Hälften so, dass die Elektronen übereinstimmen, addiere sie und streiche alles, was auf beiden Seiten steht.
• Prüfe Atome und Ladung und bestätige, dass keine Elektronen übrig bleiben.

Die Methode auf basische Lösung übertragen

In basischer Lösung ist OH⁻ reichlich vorhanden, und die Endgleichung sollte kein H⁺ enthalten. Gleiche aus, als wäre die Lösung sauer, und gib dann auf beiden Seiten so viel OH⁻ hinzu, dass jedes H⁺ zu Wasser wird. Wird auf beiden Seiten dieselbe Spezies hinzugefügt, bleibt die Gleichung ausgeglichen.

Rechenbeispiel 2. Hypochlorit oxidiert Chrom(III)-hydroxid in Base zu Chromat: Cr(OH)₃ + ClO⁻ → CrO₄²⁻ + Cl⁻. Chrom geht von +3 auf +6 und Chlor von +1 auf −1. Oxidationshälfte: Cr(OH)₃ + H₂O → CrO₄²⁻ + 5H⁺ + 3e⁻. Reduktionshälfte: ClO⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → Cl⁻ + H₂O. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6, also verdopple die erste Hälfte und verdreifache die zweite.

Addieren und Streichen ergibt 2Cr(OH)₃ + 3ClO⁻ → 2CrO₄²⁻ + 3Cl⁻ + 4H⁺ + H₂O. Gib auf beiden Seiten 4OH⁻ hinzu; rechts wird aus 4H⁺ + 4OH⁻ dann 4H₂O. Endergebnis: 2Cr(OH)₃(s) + 3ClO⁻(aq) + 4OH⁻(aq) → 2CrO₄²⁻(aq) + 3Cl⁻(aq) + 5H₂O(l). Kontrolle: Cr 2 und 2; Cl 3 und 3; O 6 + 3 + 4 = 13 und 8 + 5 = 13; H 6 + 4 = 10 und 10; Ladung −7 auf jeder Seite.

Häufige Fehler bei der Buchführung von Redoxreaktionen

Die meisten Redoxfehler sind Fehler in der Buchführung, und zu jedem gibt es eine eigene Kontrolle.

Bestätige als letzten Test allein mit Oxidationszahlen, dass abgegebene und aufgenommene Elektronen gleich sind. In Rechenbeispiel 2 geben zwei Chromatome je 3 Elektronen ab (insgesamt 6) und drei Chloratome nehmen je 2 auf (ebenfalls 6).

• Ein Atom als Mittel benennen: Schreibe, dass Cr₂O₇²⁻ das Oxidationsmittel ist, nicht Chrom.
• Die Änderung pro Atom zählen, aber nicht pro Formel: Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ benötigt 6 Elektronen, nicht 3.
• Elektronen auf die falsche Seite setzen: Sie sind Produkte in einer Oxidationshälfte und Edukte in einer Reduktionshälfte. Schlägt die Ladungsprüfung fehl, schau zuerst hier nach.
• Sauerstoff mit O, O₂ oder O²⁻ statt mit H₂O ausgleichen. Freie Oxidionen gibt es in Wasser nicht.
• H⁺ in einer Antwort für basische Lösung stehen lassen oder vergessen, nach der Zugabe von OH⁻ das Wasser zu streichen.
• Annehmen, dass Sauerstoff immer −2 hat: Achte auf Peroxide, Hyperoxide und O–F-Bindungen.
• Schreibweisen vermischen: Eine Oxidationszahl wird mit dem Vorzeichen zuerst geschrieben (+3), eine Ionenladung mit der Zahl zuerst (3+).