SciMate – Oxidationszahlen per SMILES und Struktur bestimmen

Bestimme die Oxidationszahlen von Atomen in einer chemischen Struktur.Hierfür kannst Du die Struktur zeichnen und in eine SMILES-Notation konvertieren.Alternativ kannst Du auch direkt eine SMILES-Notation eingeben.
Die Oxidationszahlen werden dann berechnet und in der Struktur angezeigt.

Struktur zeichnen

Annotierte Struktur (SVG)
Auflistung der Oxidationszahlen


            


            
            


    
    

        
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Oxidationszahlen verstehen — Einleitung & Regeln

                


  
Oxidationszahlen: Definition

  
Die Oxidationszahl ist die formale Ladung, die einem Atom in einer Verbindung zugewiesen wird, wenn man annimmt, dass alle Bindungselektronen vollständig dem elektronegativeren Bindungspartner gehören. Sie ist kein physikalisch messbarer Wert, sondern ein rechnerisches Hilfsmittel, um Elektronenverteilungen zu beschreiben und Elektronenübertragungen in Reaktionen sichtbar zu machen.

  
Die Summe aller Oxidationszahlen in einer neutralen Verbindung ist immer 0. Bei mehratomigen Ionen entspricht die Summe der Gesamtladung des Ions.


  
Anwendung

  
Oxidationszahlen sind das zentrale Werkzeug zur Analyse von Redoxreaktionen. Eine Erhöhung der Oxidationszahl entspricht einer Oxidation (formale Elektronenabgabe), eine Erniedrigung einer Reduktion (formale Elektronenaufnahme). Damit lassen sich Redoxreaktionen eindeutig identifizieren, Oxidations- und Reduktionsmittel benennen sowie Elektronenbilanzen aufstellen – die Grundlage für das korrekte Ausgleichen von Redoxgleichungen.


  
Das Grundprinzip: Elektronegativität

  
Alle Oxidationszahlen leiten sich aus der Elektronegativität (EN) ab. Für jede Bindung gilt: Die Bindungselektronen werden dem elektronegativeren Atom vollständig zugeordnet. Bei einer Bindung zwischen gleichen Atomen (z. B. C–C, O–O) werden die Elektronen gleichmäßig geteilt – dieser Bindungstyp trägt 0 zur Oxidationszahl bei. Aus diesem Prinzip folgen alle Regeln für F, O und H direkt: Sie sind keine eigenständigen Festlegungen, sondern Konsequenzen der jeweiligen Elektronegativitäten.


  
Schritt-für-Schritt: Oxidationszahlen bestimmen

  
Die Oxidationszahlen einer Verbindung bestimmst du systematisch in vier Schritten:

  
    
    
  1. oxidationszahlen_schritt1
    2. 
    
  2. Einatomige Ionen erhalten als Oxidationszahl direkt ihre Ionenladung: Na⁺ = +I, Cl⁻ = −I, Mg²⁺ = +II.
    3. 
    
  3. Zähle für jede kovalente Bindung die Bindungselektronen: Eine Einfachbindung (–) enthält 2 Elektronen, eine Doppelbindung (=) 4 Elektronen, eine Dreifachbindung (≡) 6 Elektronen. Vergleiche die Elektronegativitäten der beteiligten Atome: Dem elektronegativeren Atom werden alle Bindungselektronen dieser Bindung vollständig zugeordnet. Bei gleicher EN (z. B. C–C, O–O, C=C) werden die Elektronen gleichmäßig geteilt – diese Bindung trägt 0 zur Oxidationszahl bei. Dieses Prinzip gilt unabhängig von der Bindungsordnung.
    4. 
    
  4. Berechne die Oxidationszahl jedes Atoms: Ziehe die Anzahl der zugeordneten Elektronen von der Anzahl der Valenzelektronen des neutralen Atoms ab. Erhält ein Atom mehr Elektronen als im neutralen Zustand, ist die Oxidationszahl negativ – erhält es weniger, positiv.
    5. 
    
  5. Überprüfe mit der Summenregel: Die Summe aller Oxidationszahlen muss der Gesamtladung der Verbindung entsprechen – 0 bei neutralen Molekülen, bei Ionen gleich der Ionenladung. Stimmt die Summe nicht, liegt ein Fehler in der Elektronenzuordnung vor.
    6. 
  


  
Sonderfälle

  
Einige Verbindungen erfordern besondere Aufmerksamkeit, weil die EN-Verhältnisse von der Erwartung abweichen. In Peroxiden (z. B. H₂O₂) liegt eine O–O-Bindung vor: Da beide Sauerstoffatome die gleiche EN haben, teilen sie die Bindungselektronen dieser Bindung gleichmäßig. Jedes O erhält damit nur die Elektronen aus der O–H-Bindung vollständig zugeordnet – die Oxidationszahl ist daher −I statt des üblichen −II. Das gleiche Prinzip gilt für Superoxide (z. B. KO₂) und O–O-Bindungen in organischen Peroxiden. In Verbindungen mit Fluor (z. B. OF₂) ist Fluor elektronegativer als Sauerstoff – Sauerstoff erhält dort die Oxidationszahl +II. In Metallhydriden (z. B. NaH, CaH₂) ist das Metall weniger elektronegativ als Wasserstoff: Die Bindungselektronen der M–H-Bindung werden H vollständig zugeordnet, Wasserstoff trägt daher die Oxidationszahl −I.


  
Rechenbeispiele

  
Die folgenden Beispiele decken typische Verbindungsklassen ab – von einfachen Salzen über anorganische Moleküle bis hin zu organischen Verbindungen:


  


    
Natriumchlorid (NaCl) – Ionenverbindung

    
Na ist deutlich weniger elektronegativ als Cl: Das Bindungselektronenpaar wird Cl vollständig zugeordnet. Na⁺ = +I, Cl⁻ = −I. Summe: (+I) + (−I) = 0.

    

      
        +INa
        −ICl
      
    


    
Wasser (H₂O) – kovalente Verbindung

    
O ist elektronegativer als H: Beide Bindungselektronenpaare werden O vollständig zugeordnet, die H-Atome erhalten keines. Summenregel: O = −II, H = +I. Kontrolle: (−II) + 2·(+I) = 0 ✓

    

      
        +IH
        2
        −IIO
      
    


    
Wasserstoffperoxid (H₂O₂) – Peroxid-Sonderfall

    
Jedes O bildet eine Bindung zu H und eine O–O-Bindung. Die O–H-Bindungselektronen werden O zugeordnet (O elektronegativer). Die O–O-Bindungselektronen werden geteilt (gleiche EN). Jedes O erhält damit 1·2 + ½·2 = 3 Elektronen zugeordnet; O hat 6 Valenzelektronen → OxZ = 6 − (6+1) = −I. H = +I. Summe: 2·(+I) + 2·(−I) = 0 ✓

    

      
        +IH
        −IO
        −IO
        +IH
      
    


    
Sulfat-Ion (SO₄²⁻) – mehratomiges Ion

    
O ist elektronegativer als S: Alle Bindungselektronen werden O zugeordnet. O = −II. Summenregel: S + 4·(−II) = −2 → S = +VI. Kontrolle: (+VI) + 4·(−II) = −2 ✓

    

      
        [+VIS
        −IIO
        4]2−
      
    


    
Kohlenstoffdioxid (CO₂) – Doppelbindungen

    
CO₂ besitzt zwei C=O-Doppelbindungen (je 4 Elektronen). O ist elektronegativer als C: Alle 4 Elektronen jeder Doppelbindung werden O zugeordnet. Summenregel: C + 2·(−II) = 0 → C = +IV. Kontrolle: (+IV) + 2·(−II) = 0 ✓

    

      
        +IVC
        −IIO
        2
      
    


    
Methan (CH₄) – organische Verbindung

    
C ist elektronegativer als H: Alle vier C–H-Bindungselektronenpaare werden C zugeordnet. C erhält 4·2 = 8 Elektronen, hat aber 4 Valenzelektronen → OxZ = 4 − 8 = −IV. Kontrolle: (−IV) + 4·(+I) = 0 ✓

    

      
        −IVC
        +IH
        4
      
    


    
Ethanol (C₂H₅OH) – organische Verbindung mit Sauerstoff

    
Ethanol hat zwei C-Atome in unterschiedlicher Umgebung. Methyl-C (CH₃–): 3 C–H-Bindungen (C elektronegativer, je 2 e⁻ → 6 e⁻ zugeordnet) + 1 C–C-Bindung (gleiche EN, 1 e⁻ geteilt). C erhält 6 + 1 = 7 Elektronen; 4 Valenzelektronen → OxZ = 4 − 7 = −III. Methylen-C (–CH₂OH): 2 C–H-Bindungen (4 e⁻) + 1 C–C-Bindung (1 e⁻ geteilt) + 1 C–O-Bindung (O elektronegativer, 0 e⁻). C erhält 4 + 1 = 5 Elektronen → OxZ = 4 − 5 = −I. Kontrolle: (−III) + (−I) + 6·(+I) + (−II) = 0 ✓

    

      
        −IIIC
        +IH
        3
        −IC
        +IH
        2
        −IIO
        +IH
      
    


  




            


            
            



    
Häufig gestellte Fragen zu Oxidationszahlen


    

        
        

            

                
            

            

                

                    Eine Oxidationszahl ist die formale Ladung, die ein Atom hätte, wenn jedem Bindungspartner die Elektronen jeder Bindung vollständig dem elektronegativeren Partner zugeordnet würden. Sie ist keine physikalisch messbare Größe, sondern ein Hilfsmittel, um Elektronenverteilung nachzuvollziehen und Elektronenübertragungen bei Reaktionen zu erkennen.
                

            

        

        
        

            

                
            

            

                

                    Für jede Bindung werden alle Bindungselektronen formal dem elektronegativeren Atom zugeordnet. Haben beide Atome einer Bindung dieselbe Elektronegativität (z.B. C–C, O–O), werden die Elektronen gleich aufgeteilt, und diese Bindung trägt 0 zur Oxidationszahl beider Atome bei. Die üblichen Regeln für Sauerstoff, Wasserstoff und Fluor sind lediglich Konsequenzen dieses Prinzips, keine eigenständigen Regeln.
                

            

        

        
        

            

                
            

            

                

                    In Peroxiden wie H₂O₂ bildet jedes Sauerstoffatom eine O–H-Bindung und eine O–O-Bindung. Die O–H-Elektronen gehen vollständig an Sauerstoff (elektronegativer als H), aber die O–O-Elektronen werden gleich aufgeteilt, da beide Atome dieselbe Elektronegativität haben. Dadurch erhält jedes Sauerstoffatom ein Elektron weniger zugeordnet als bei normalem −2-Sauerstoff, was in einer Oxidationszahl von −1 resultiert.
                

            

        

        
        

            

                
            

            

                

                    Addiere alle Oxidationszahlen der Verbindung: Bei einem neutralen Molekül muss die Summe 0 ergeben, bei einem Ion muss sie der Gesamtladung des Ions entsprechen. Stimmt die Summe nicht, liegt irgendwo ein Fehler bei der Elektronenzuordnung oder dem Elektronegativitätsvergleich vor.
                

            

        

        
        

            

                
            

            

                

                    Beides sind Buchhaltungs-Konventionen, ordnen Elektronen aber unterschiedlich zu. Die Formalladung geht davon aus, dass Bindungselektronen immer gleich zwischen beiden Atomen aufgeteilt werden, unabhängig von der Elektronegativität. Die Oxidationszahl ordnet dagegen alle Bindungselektronen dem elektronegativeren Atom zu. Dadurch kann dasselbe Atom im selben Molekül eine andere Formalladung als Oxidationszahl haben.
                

            

        

        
        

            

                
            

            

                

                    Eine Änderung der Oxidationszahl ist das klarste Signal dafür, dass formal Elektronen übertragen wurden: Ein Anstieg bedeutet Oxidation (Elektronenverlust), ein Rückgang bedeutet Reduktion (Elektronengewinn). Diese Änderungen zu verfolgen erlaubt es, oxidierte und reduzierte Stoffe zu identifizieren, Oxidations- und Reduktionsmittel zu benennen, und die Elektronenbilanz aufzustellen, die zum korrekten Ausgleichen einer Redoxgleichung nötig ist.