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. Einatomige Ionen erhalten als Oxidationszahl direkt ihre Ionenladung: Na⁺ = +I, Cl⁻ = −I, Mg²⁺ = +II.
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. 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. 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.

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: