Oxidationszahl: Unterschied zwischen den Versionen
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# [[Elemente]] haben die Ox. Null, z.B.: C, Si, N<sub>2</sub>, Fe. | # [[Elemente]] haben die Ox. Null, z.B.: C, Si, N<sub>2</sub>, Fe. | ||
+ | # [[Fluor]] hat als [[elektronegativ]]stes [[Element]] in seinen Verb. die Oxidationszahl –I. | ||
+ | # [[Metalle]] besitzen positive Oxidationsstufen. | ||
+ | # [[Wasserstoff]] hat in seinen Verbindungen die Oxidationszahl +I.<br>''Ausnahme: in Metall-[[Hydride]]n -I, weil erst die 3. Regel zu beachten ist. Beispiel: LiH.'' | ||
+ | # [[Sauerstoff]] hat in Verbindungen die Oxidationszahl –II.<br>''Ausnahmen: in Verbindungen mit [[Fluor]] pos. Ox. wg. 2. Regel; in Peroxiden wie H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> Ox. +I für H u. –I für O, weil die 4. Regel von höherem Rang ist.'' | ||
# Die Ladung von [[Ionen]] entspricht ihrer Ox., in mehratomigen [[Ionen]] als Summe der Oxidationszahlen aller Atome. | # Die Ladung von [[Ionen]] entspricht ihrer Ox., in mehratomigen [[Ionen]] als Summe der Oxidationszahlen aller Atome. | ||
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Version vom 12. März 2007, 02:32 Uhr
Oxidationszahl | ||
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Elektronegativität | Wertigkeit |
Inhaltsverzeichnis
Oxidation
Eine Oxidation ist:
- in erster Linie eine Reaktion, bei der Elektronen abgegeben werden
- der ursprünglichen Definition nach eine Reaktion mit Sauerstoff (bei einer Reaktion mit Sauerstoff werden Elektronen abgegeben)
Beispiel:
Reduktion
Eine Reduktion ist:
- in erster Linie eine Reaktion, bei der Elektronen aufgenommen werden
- der ursprünglichen Definition nach eine Reaktion mit Wasserstoff (bei einer Reaktion mit Wasserstoff werden Elektronen aufgenommen)
Beispiel:
Redoxreaktion
Eine Redoxreaktion ist:
- eine Abspaltung von Elektronen und eine Aufnahme von Elektronen (Oxidation und Reduktion) innerhalb einer Reaktion
Oxidation und Reduktion sind immer aneinander gekoppelt
Denn: Wo Elektronen abgegeben werden, müssen sie auch wieder aufgenommen werden!
Beispiel:
Mg Mg2+ + 2e-
Cl2 + 2e- 2Cl-
Mg + Cl2 Mg2+ + 2Cl-
Oxidationszahlen
Unter der Oxidationszahl eines Elements versteht man die Ladung, die ein Atom des Elements hätte, wenn die Elektronen aller von diesem Atom ausgehenden Bindungen dem jeweils stärker elektronegativeren Atom zugeordnet werden.
Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen
Ordnet man formal die Bindungselektronen dem elektronegativeren Atom zu, ergeben sich folgende Regeln zur Ermittlung der Oxidationszahlen. Die Regeln sind hierarchisch, d. h. in der vorgegebenen Reihenfolge anzuwenden:
- Elemente haben die Ox. Null, z.B.: C, Si, N2, Fe.
- Fluor hat als elektronegativstes Element in seinen Verb. die Oxidationszahl –I.
- Metalle besitzen positive Oxidationsstufen.
- Wasserstoff hat in seinen Verbindungen die Oxidationszahl +I.
Ausnahme: in Metall-Hydriden -I, weil erst die 3. Regel zu beachten ist. Beispiel: LiH. - Sauerstoff hat in Verbindungen die Oxidationszahl –II.
Ausnahmen: in Verbindungen mit Fluor pos. Ox. wg. 2. Regel; in Peroxiden wie H2O2 Ox. +I für H u. –I für O, weil die 4. Regel von höherem Rang ist. - Die Ladung von Ionen entspricht ihrer Ox., in mehratomigen Ionen als Summe der Oxidationszahlen aller Atome.
Übungsaufgaben
Ermittle die Oxidationszahlen der folgenden Atome in folgenden Verbundungen und Ionen!
Aufgabe 1
Cl2, H2S, H2O2, CO2, ClO2, HNO3, CH4, SiH4, NH3, P4O10
Aufgabe 2
Fe3+, NaH, H3O+, KMnO4, CrO42-, Cr2O72-, KClO3, S2O32-
Aufgabe 3
Metanol , Formaldehyd, Ameisensäure, Benzol , Propan , Glucose, Propanon , Chloroform
Hier findet ihr die Lösungen
Quellen
- Chemie heute - Sekundarbereich II, Schroedel Verlag, Kapitel 8.2 , S. 130-131
- http://www.tomchemie.de/Mathe/4/4.2.2.1%20Oxidationszahl%20und%20Elektronegativitaet%20-%20Grundlagen.htm
- http://de.wikipedia.org/wiki/Oxidationszahl
Im Chemiebuch ... | ||
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