Oxidatiounszoustänn

Den Oxidatiounszoustand ass e formellt Instrument fir Elektronen ze comptabiliséieren. Bindungselektrone ginn dem méi elektronegativen Atom zougeuerdent, an et gëtt gefrot, wéi eng Ladung all Atom an där ionescher Approximatioun hätt. Dat ass ganz nëtzlech fir Redox, mee net datselwecht wéi eng gemoossen Atomladung.

Grondreegelen an hir Reiefolleg

Fräi Elementer hunn den Oxidatiounszoustand 0. E monoatomart Ion huet dee selwechte Wäert wéi seng Ladung. Fluor ass −1 a Verbindungen. Sauerstoff ass meeschtens −2; Waasserstoff meeschtens +1 mat Netmetaller an −1 a Metallhydriden. D’Zomm vun allen Oxidatiounszoustänn entsprécht der Gesamtladung vum Molekül oder Ion.

D’Reegelen hunn eng Hierarchie an Ausnamen. Eng O–O-Bindung ännert déi formell Zouuerdnung vum Sauerstoff.

Duerchgerechent Beispiller

KMnO₄

K ass +1 a véier O ginn −8. Setz Mn=x: +1+x−8=0, also Mn=+7.

SO₄²⁻

Véier O ginn −8. x−8=−2, also S=+6.

NH₄⁺

Véier H bei +1 ginn +4. x+4=+1, also N=−3.

Fe₃O₄

De mëttleren Fe-Zoustand ass +8/3. Eng nëtzlech ionesch Beschreiwung enthält Fe²⁺ a Fe³⁺; net all Fe huet wuertwiertlech +8/3.

Formal Ladung, Oxidatiounszoustand a partiell Ladung sinn ënnerschiddlech

Formal Ladung deelt kovalent Bindungselektrone gläich tëscht den Atomer. Den Oxidatiounszoustand gëtt se dem méi elektronegativen Partner. Partiell Ladung kënnt aus der realer quantemechanescher Elektronendicht an ass meeschtens net ganzzueleg. Kuelestoff am CO₂ huet +4 als Oxidatiounszoustand, mee keng physikalesch Ladung +4e.

Fraktionell a gemëscht Oxidatiounszoustänn

Mëttelwäerter kënne fraktionell sinn, wann et net gläichwäerteg Plazen oder delokaliséiert Ladung gëtt. Am Magnetit Fe₃O₄ muss d’Zomm fir dräi Fe +8 sinn, also am Duerchschnëtt +8/3; de konventionelle Modell huet ee Fe²⁺ an zwee Fe³⁺. Bei méi delokaliséierte Feststoffer brauche mir Spektroskopie oder Elektronestrukturberechnunge fir déi reell Verdeelung.

Eng Ännerung vum Oxidatiounszoustand identifizéiert Redox

Eng Erhéijung vum Oxidatiounszoustand ass Oxidatioun; eng Ofsenkung ass Reduktioun. Bei Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu geet Zn vun 0 op +2 a gëtt oxidéiert, Cu vun +2 op 0 a gëtt reduzéiert. Den Oxidatiounsmëttel gëtt selwer reduzéiert; d’Reduktiounsmëttel gëtt selwer oxidéiert.

Wichteg Ausname vun de gewéinleche Reegelen

D’Reiefolleg vun de Reegelen ass wichteg. Fluor bleift −1, also gëtt Sauerstoff am OF₂ +2. A Peroxiden ewéi H₂O₂ ass O −1; a Superoxiden ewéi KO₂ ass den Duerchschnëtt −1/2. Waasserstoff ass meeschtens +1 mat Netmetaller, mee −1 an ionesche Metallhydriden ewéi NaH a CaH₂.

Ausname follegen der Elektronegativitéit an dem Bindungskontext. ‘O = −2’ ouni Peroxiden, Superoxiden oder Fluoriden ze kontrolléieren, féiert zu falsche Resultater.

Mëttleren Oxidatiounszoustand a lokal Plazen

E fraktionelle Mëttelwäert heescht net, datt all Atom e fraktionellt Ion ass. Fe₃O₄ kann duerch Fe²⁺- a Fe³⁺-Plazen beschriwwe ginn, während aner Feststoffer méi delokaliséiert Elektrone brauchen an eng zousätzlech mikroskopesch Beschreiwung verlaangen.

Oxidatiounszoustänn an der Koordinatiouns- a kovalenter Chimie

Am [Fe(CN)₆]⁴⁻ droen sechs CN⁻-Liganden −6 bäi. De Komplex ass −4, also ass Fe formell +2. Bei redox-net-onschëllege Ligande kann Elektronendicht tëscht Metall a Ligand verdeelt sinn; déi formal Etikett ass dann net déi ganz Elektronestruktur.

E widderhuelbaren Algorithmus

1) Fräi Elementer =0 an monoatomar Ionen = hir Ladung. 2) F=−1, duerno O an H mat den Ausnamen. 3) Benotz verlässlech Gruppewäerter wéi +1 fir Alkalimetaller an +2 fir Äerdalkalimetaller. 4) Setz x fir den onbekannte Wäert. 5) Setz d’Zomm gläich der Gesamtladung. Fir ClO₃⁻: x+3(−2)=−1, also Cl=+5.

Oxidatiounszoustand a Bindungspolaritéit kënnen an déiselwecht Richtung weisen ouni gläich ze sinn

Am HCl sinn déi formal Wäerter H +1 a Cl −1, well Cl méi elektronegativ ass. Déi reell partiell Ladunge si vill méi kleng wéi ±1e, well d’Bindung kovalent bleift. De Modell mécht d’Elektronebesëtz bewosst absolut fir eng konsequent ganzzueleg Comptabilitéit.

D’Stäerkt vum Oxidatiounszoustand ass seng Konsequenz: kovalent Elektronendeelung gëtt zu formellem Besëtz vereinfacht, fir Gewënn a Verloscht vun Elektronen iwwer eng Reaktioun ze verfollegen. Wann d’Zouuerdnung a staark delokaliséierte Systemer onsécher gëtt, weist dat d’Grenz vum einfachen ionesche Modell.

Übungen

Chromat

Bestëmmt Cr am CrO₄²⁻.

Léisung

x + 4(−2) = −2, also Cr = +6.

Hydrid

Bestëmmt H am NaH.

Léisung

Na ass +1; fir eng neutral Verbindung muss H = −1 sinn. Metallhydride sinn déi wichteg Ausnam zu H=+1.

Redox-Richtung

Mn geet vun +7 op +2. Ass dat Oxidatioun oder Reduktioun?

Léisung

Dat ass Reduktioun, well den Oxidatiounszoustand erofgeet.