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


            


            
            

                
Oxidationszahlen verstehen — Einleitung & Regeln

                


    Was sind Oxidationszahlen?



Die Oxidationszahl ist die formale, hypothetische Ladung, die einem Atom in einem Molekül oder Ion zugeordnet wird, wenn man annimmt, dass alle Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner gehören. Oxidationszahlen sind kein physikalisch messbarer Wert, sondern ein rechnerisches Hilfsmittel, um Elektronenverteilungen zu beschreiben und Elektronenübertragungen sichtbar zu machen.


Zur Bestimmung vergleicht man für jede Bindung die Elektronegativitäten der beteiligten Atome und schreibt die Bindungselektronen dem elektronegativeren Atom zu. Die Summe aller Oxidationszahlen einer neutralen Verbindung ist 0; bei mehratomigen Ionen entspricht die Summe der Gesamtladung. Ändert sich die Oxidationszahl eines Elements in einer Reaktion, liegt eine Redoxreaktion vor (Oxidation = Erhöhung der OxZahl; Reduktion = Erniedrigung).




    Das Basisprinzip: Elektronegativität



Alles baut auf der Elektronegativität (EN) auf: Je höher die EN eines Atoms, desto stärker zieht es Bindungselektronen an und desto 'negativer' fällt seine formale Oxidationszahl aus. Die gängigen Kurzregeln (z. B. F = -I, O meist -II, H meist +I) sind Abkürzungen dieses Prinzips. Beim Bestimmen arbeitest du bindungsweise: Für jede Bindung erhält das elektronegativeres Atom die Bindungselektronen. Bei gleichartigen Atomen (z. B. C–C, H–H) werden die Elektronen geteilt und die Bindung trägt 0 zur Oxidationszahl bei.




    Wofür braucht man Oxidationszahlen?



    
    
  • Zum korrekten Aufstellen und Ausgleichen von Reaktionsgleichungen (insbesondere Ladungen).
    • 
    
  • Um Oxidations- und Reduktionsvorgänge zu identifizieren (Änderung der Oxidationszahlen).
    • 
    
  • Zur Erstellung von Elektronenbilanzen: Wie viele Elektronen werden übertragen?
    • 
    
  • Oxidation = formale Erhöhung der Oxidationszahl (Elektronenabgabe). Reduktion = formale Erniedrigung der Oxidationszahl (Elektronenaufnahme).
    • 





    Wie bestimmt man Oxidationszahlen? Schritt für Schritt



Kurzanleitung (bindungsweise, EN-zentriert):
1) Atome im elementaren Zustand: OxZ = 0.
2) Einatomige Ionen: OxZ = Ionenladung.
3) Für jede kovalente Bindung: vergleiche die Elektronegativität; dem elektronegativeren Atom werden die Bindungselektronen vollständig zugeordnet.
4) Berechne die Oxidationszahlen so, dass die Summe aller OxZahlen der Gesamtladung entspricht.
5) Verwende Kurzregeln (F, O, H) nur als Abkürzung — bei ungewöhnlichen Fällen immer zur EN-Analyse zurückkehren.



  
    
    
  1. Elementarer Zustand: Alle Atome im ungebundenen elementaren Zustand haben OxZ = 0. Beispiele: H2, O2, N2.
    2. 
    
  2. Einatomige Ionen: Die Oxidationszahl entspricht der Ionenladung. Beispiele: Na+ = +I, Cl- = -I, Mg2+ = +II.
    3. 
    
  3. EN-Vergleich (bindungsweise): Für jede Bindung ordnest du die Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zu. Bei Homonuklearbindung (z. B. C–C) teilen sich die Atome die Elektronen gleich (kein Beitrag). Anschließend rechnest du die formale Ladung bzw. Oxidationszahl so, dass die Gesamtladung passt.
    4. 
    
  4. Fluorregel: Fluor ist das elektronegativste Element und hat in praktisch allen Verbindungen OxZ = -I. Dies ist eine direkte Folge seiner sehr hohen Elektronegativität.
    5. 
    
  5. Sauerstoffregel: Sauerstoff ist in den meisten Verbindungen elektronegativer als die Bindungspartner → O = -II.
Ausnahmen:
• Peroxide (O–O-Bindung, z. B. H2O2) → O = -I.
• Hyperoxide (z. B. KO2) → O = -1/2.
• Verbindungen mit Fluor (z. B. OF2) → O = +II (weil Fluor elektronegativer ist).
    6. 
    
  6. Wasserstoffregel: Wasserstoff ist in den meisten Verbindungen weniger elektronegativ als Nichtmetalle → H = +I. Ausnahme: In Metallhydriden (z. B. NaH, CaH2), wo das Metall weniger EN-reich ist, gilt H = -I.
    7. 
    
  7. Summenregel: Die Summe aller Oxidationszahlen in einer neutralen Verbindung ist 0. Bei mehratomigen Ionen entspricht die Summe der OxZahlen der Ionenladung.
Beispiele:
• H2O: 2×(+I) + (-II) = 0.
• SO4^2-: S + 4×(-II) = -2 → S = +6.
    8. 
  






    Beispiele



Ausgewählte Beispiele (kurz erklärt):

NaCl (Salz):
Na hat deutlich geringere EN als Cl → Na = +I, Cl = -I.

H2O (Wasser):
H ist weniger elektronegativ als O → H = +I (je H-Atom). O zieht stärker → O = -II. Summe: 2×(+I) + (-II) = 0.

H2O2 (Wasserstoffperoxid, Peroxid):
Hier sind zwei O direkt verbunden (O–O). Die O teilen die Bindungselektronen gleich und haben daher je O = -I. H bleibt +I.

CH4 (Methan, organisch):
H = +I → 4×(+I) = +4 → C = -4.

CO2 (Kohlenstoffdioxid):
O = -II → 2×(-II) = -4 → C = +4.

C2H6O (Ethanol, organisch):
O = -II, alle H = +I → 6×(+I) + (-II) = +4 → die beiden C-Atome tragen zusammen -4 (typisch: CH3 ≈ -3, CH2 ≈ -1).




    Merke!

    Arbeit immer EN-zentriert: Vergleiche bindungsweise die Elektronegativitäten. Die Regeln für F, O und H sind praktische Abkürzungen, die aus dem EN-Prinzip folgen. Wenn du auf ungewöhnliche Verbindungen (Peroxide, Fluorverbindungen, Metallhydriden) stößt, gehe zur EN-Analyse zurück und nutze die Summenregel, um die Oxidationszahlen eindeutig zu bestimmen.