3.4.2 Elektronegativität 

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3.4.6  Oxidationszahlen

Unter Beachtung der Bindungspolarität (Elektronegativität) kann man jedem Atom in einem Molekül eine formale Ladung zuweisen. Diese Oxidationszahl macht die Elektronenverteilung im Molekül übersichtlich. Die Oxidationszahl entspricht der Ionenladung in ionischen Verbindungen.

Beispiele: H+I Cl-I; H2+I S-II; S+IV O2-II; H2+I S+VI O4-II

Regeln zur Zuordnung von Oxidationszahlen (hirarchisch)

  1. Atome in Elementarsubstanzen haben die Oxidationszahl Null.
  2. Einatomige Metallionen haben positive Oxidationszahlen.
  3. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions in einer aus Ionen aufgebauten Substanz ist gleich seiner elektrischen Ladung.
  4. Die Summe der Oxidationszahlen in einer Verbindung ist Null.
  5. Die Oxidationszahl des Fluor ist -I.
  6. Die Oxidationszahl des Wasserstoffs ist I (+I).
  7. Die Oxidationszahl des Sauerstoffs ist -II.

Beispiele:

Molekül Atom: Ox-Zahl Atom: Ox-Zahl Atom: Ox-Zahl

Bemerkung

H2O H:       +I O:       -II    
H2O2 H:       +I O:       -I    
NH3 N:       -III H:       +I    
HNO3 H:       +I N:       +V O:      -II  
PbO Pb:      +II O:       -II    
PbO2 Pb:      +IV O:       -II    
Pb2O3 Pb:      +III O:       -II    
Pb3O4 Pb:      +(8/3) O:       -II   aus PbO und Pb2O3

Faustregel: Die Gruppenzahl im Periodensystem ist die höchstmögliche positive Oxidationszahl eines Elementes.

Ausnahmen: Sauerstoff, Fluor und einige Übergangselemente.

Anmerkung: Oxidationszahlen können als arabische Ziffer mit nachgestelltem Vorzeichen angegeben werden (wie Ionenladung).

  Beispielaufgaben  

      

    Übungen   

      

    3.5 Nomenklatur 

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt a. M., Fachbereich 2: Informatik und Ingenieurwissenschaften