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Sauerstoffverbindungen

Oft enthalten organische Moleküle auch Sauerstoff. Je nachdem, wo das Sauerstoffatom in dem Molekül vorkommt liegt eine bestimmte Stoffklasse vor. Man unterscheidet:

Es liegt nahe, die genannten Verbindungen als oxidierte Formen der Kohlenwasserstoffe zu bezeichnen. Ursprünglich galten Stoffe, die Sauerstoff aufgenommen haben, als oxidiert.
Die Oxidation mit Sauerstoff läuft formal so ab, dass das Sauerstoffatom zwei Elektronen von dem zu oxidierenden Stoff aufnimmt. In diesem Sinn ist der Begriff Oxidation erweitert worden, so dass alle Reaktionen, bei denen Elektronen an andere Atome abgegeben werden, als Oxidation bezeichnet werden, auch wenn das aufnehmende Atom kein Sauerstoff ist.

Das aufnehmende Atom wird als Elektronenakzeptor bezeichnet und der entsprechende Stoff, der diese Atome enthält, als Oxidationsmittel.

Betrachten wir die Stoffe Ethanol und Ethanal:

Ethandiolbild
Ethanal

Beide haben jeweils ein Sauerstoffatom, jedoch hat Ethanal zwei Wasserstoffatome weniger. Das liegt daran, dass der Sauerstoff doppelt an den Kohlenstoff gebunden ist. Deutlicher wird das, wenn wir die Lewis - Strukturformeln verwenden:

Lewis-Formel Ethanol und Ethanal

Zählen wir nun die entaltenen Valenzelektronen in den Molekülen (Valenzelektronen sind die freien oder an Bindungen beteiligten äußeren Elektronen der Atome):

Ethanol hat 20 Valenzelektronen
Ethanal hat 18 Valenzelektronen

Es fällt auf, dass Ethanal zwei Elektronen weniger hat als das Ethanol. Also liegt es gegenüber Ethanol in einer stärker oxidierten Form vor, obwohl es genau so viel Sauerstoff enthält wie das Ethanol. Offensichtlich ist die Zahl der Sauerstoffatome kein verlässliches Maß für den Oxidationsgrad.

Da es umständlich ist, immer alle Valenzelektronen zu zählen, konzentriert man sich auf den Teil des Moleküls, in dem die Oxidation stattgefunden hat, also das Kohlenstoffatom, das den Sauerstoff trägt. Man schreibt den Atomen des Moleküls so genannte Oxidationszahlen zu, das sind formale Ladungen, die entstehen würden, wenn die Bindungselektronen vollständig zu dem elektronegativeren (stärker Elektronen ziehenden) Partner herüberwechseln würden.
D.h. man tut so, als wenn der Sauerstoff die zwei Elektronen seiner Bindungspartner ganz aufnehmen würde und so eine zeifach negative Ladung bekommen würde.
Die Oxidationszahlen werden nach folgenden Regeln vergeben und mit römischen Zahlen gekennzeichnet:

1. Sauerstoff hat fast immer die Oxidationszahl -II, außer bei Verbindungen mit Fluor (ist elektronegativer) und mit sich selbst.

2. Wasserstoff hat fast immer die Oxidationszahl +I, außer bei Verbindungen mit Metallen.

3. Halogene Fluor, Chlor, Brom und Iod haben die Oxidationszahl -I

4. Verbindungen zwischen gleichen Atomen zählen als 0

5. Die Summe aller Oxidationszahlen im Molekül muss die Gesamtladung des Moleküls ergeben.(bei neutralen Molekülen also 0, bei Ionen die Ladung des betreffenden Ions)
6. Die Oxidationszahlen der übrigen Atome ergeben sich über Regel 5

Wenn wir die Regeln auf Ethanol und Ethanal nun an:

Lewis-Formel Ethanol und Ethanal

Zählen wir die nach den Reglen bekannten Oxidationszahlen des Ethanols in der Umgebung des oxidierten Kohlenstoffatoms zusammen, erhalten wir als Ergebnis +I (Sauerstoff -II und drei Wasserstoffe 3x +I, die Kohlenstoff-Kohlenstoffbindung zählt als 0). Als Ausgleich muss das Kohlenstoffatom die Oxidationszahl -I haben, damit 0 herauskommt (neutrales Molekül). Das an Sauerstoff gebundene Kohlenstoffatom hat beim Ethanol die Oxidationszahl -I und beim Ethanal die Oxidationszahl +I. Das entspricht einer Abwanderung von zwei Elektronen. Also ist diese Kohlenstoffatom oxidiert worden.

Nach der gleichen Methode ergeben die Oxidationszahlen des an das sauerstofftragende Kohlenstoffatom beim Ethanal -I (Sauerstoff -II und Wasserstoff +1). Also hat hier der Kohlenstoff die Oxidationszahl +I,

Elektronenabgabe = Oxidation



.Übung zur Bestimmung von Oxidationszahlen.