In der Chemie ist der Oxydationsstaat ein Hinweis des Grads der Oxydation eines Atoms in einer chemischen Zusammensetzung. Der formelle Oxydationsstaat ist die hypothetische Anklage, dass ein Atom haben würde, wenn alle Obligationen zu Atomen von verschiedenen Elementen um 100 % ionisch wären. Oxydationsstaaten werden normalerweise durch ganze Zahlen vertreten, die positiv, oder Null negativ sein können. In einigen Fällen ist der durchschnittliche Oxydationsstaat eines Elements ein Bruchteil, wie 8/3 für Eisen im Magneteisenstein . Der höchste bekannte Oxydationsstaat ist +8 im tetroxides von xenon, Eisen, Ruthenium, Osmium und Hassium, während der niedrigste bekannte Oxydationsstaat −4 für einige Elemente in der Kohlenstoff-Gruppe ist.

Die Zunahme im Oxydationsstaat eines Atoms durch eine chemische Reaktion ist als eine Oxydation bekannt; eine Abnahme im Oxydationsstaat ist als die Verminderung bekannt. Solche Reaktionen sind mit der formellen Übertragung von Elektronen, einem Nettogewinn in Elektronen verbunden, die die Verminderung und ein Nettoverlust von Elektronen sind, die eine Oxydation sind. Für reine Elemente ist der Oxydationsstaat Null.

Die Definition des durch IUPAC verzeichneten Oxydationsstaates ist wie folgt:

Einige allgemeine Regeln, um Oxydation zu bestimmen, setzen ohne Gebrauch von Strukturen von Lewis fest

Hier sind allgemeine Regeln für einfache Zusammensetzungen ohne Strukturformeln:

1. Jedes reine Element (selbst wenn es diatomic Moleküle wie Chlor, Kl. bildet) hat einen Oxydationsstaat (OS) der Null. Beispiele davon sind Cu oder O.
2. Für monatomic Ionen ist der OS dasselbe als die Anklage des Ions. Zum Beispiel hat S einen OS-2, wohingegen Li einen OS +1 hat.
3. Die Summe von OSs für alle Atome in einem Molekül oder Polyatomion ist der Anklage des Moleküls oder Ions gleich, so dass der OS eines Elements vom OS der anderen Elemente berechnet werden kann. Zum Beispiel, in SO (Sulfit-Ion), ist die Gesamtanklage des Ions-2, und, wie man annimmt, hat jeder Sauerstoff seinen üblichen Oxydationsstaat-2. Die Summe von OSs ist dann OS (S) + 3 (-2) =-2, so dass OS (S) = +4.
4. Verwechseln Sie die formelle Anklage auf einem Atom mit seinem formellen Oxydationsstaat nicht, weil diese verschieden sein können, und häufig in Polyatomionen verschieden sind. Zum Beispiel, die Anklage auf dem Stickstoff-Atom im Ammonium-Ion, das NH +1 ist, aber der formelle Oxydationsstaat ist-3, dasselbe, wie es für den Stickstoff in Ammoniak ist. In diesem Fall hat sich die Anklage auf dem Atom geändert, aber sein Oxydationsstaat hat nicht getan.

Zu summieren: Die algebraische Summe von Oxydationsstaaten aller Atome in einem neutralen Molekül muss Null sein, während in Ionen die algebraische Summe der Oxydationsstaaten der konstituierenden Atome der Anklage auf dem Ion gleich sein muss. Diese Tatsache, die mit der Tatsache verbunden ist, dass einige Elemente fast immer bestimmte Oxydationsstaaten (wegen ihres sehr hohen electropositivity oder Elektronegativität) haben, erlaubt, die Oxydationsstaaten für die restlichen Atome (wie Übergang-Metalle) in einfachen Zusammensetzungen zu schätzen.

Die folgenden Regeln, die verwendet werden, um Oxydationsstaaten für bestimmte Elemente in einfachen Zusammensetzungen am Anfang zuzuteilen:

• Fluor hat einen Oxydationsstaat −1, wenn verpfändet, zu jedem anderen Element, da es die höchste Elektronegativität aller reaktiven Elemente hat.
• Halogene außer dem Fluor haben einen Oxydationsstaat −1 außer, wenn sie zu Sauerstoff, Stickstoff oder einem anderen (mehr electronegative) Halogen verpfändet werden. Zum Beispiel ist der Oxydationsstaat des Chlors im Chlor-Monofluorid (FCl) +1. Jedoch im Chlor-Bromid (oder Brom-Chlorid) (ClBr) ist der Oxydationsstaat der Kl.-1.
• Wasserstoff hat einen Oxydationsstaat +1 außer, wenn verpfändet zu mehr electropositive Elementen wie Natrium, Aluminium und Bor, als in NaH, wo jeder H einen Oxydationsstaat-1 hat.
• In Zusammensetzungen hat Sauerstoff normalerweise einen Oxydationsstaat −2, obwohl es Ausnahmen gibt, die unten verzeichnet werden. Ein Beispiel ist Peroxyde (z.B Wasserstoffperoxid HO), wenn es einen OS-1 hat.
• Alkalische Metalle haben einen Oxydationsstaat +1 in eigentlich allen ihren Zusammensetzungen (Ausnahme, sieh alkalide).
• Alkalische Erdmetalle haben einen Oxydationsstaat +2 in eigentlich allen ihren Zusammensetzungen.

Beispiel für ein kompliziertes Salz: In hat Sauerstoff einen Oxydationsstaat −2 (kein Fluor oder O-O Obligationsgegenwart), und Wasserstoff

hat einen Staat +1 (verpfändet zu Sauerstoff). Also, jede der drei Hydroxyd-Gruppen hat einen Oxydationsstaat −2 + 1 = −1. Da die Zusammensetzung neutral ist, hat Cr einen Oxydationsstaat +3.

Für Moleküle mit inequivalent Atomen desselben Elements gibt die algebraische Summe-Methode nur einen durchschnittlichen Oxydationsstaat. Wir werden unten denken, wie man den Oxydationsstaat jedes Atoms mit der Hilfe einer Struktur von Lewis findet.

Die Berechnung der formellen Oxydation setzt mit einer Struktur von Lewis fest

Es gibt zwei allgemeine Weisen, den Oxydationsstaat eines Atoms in einer Zusammensetzung zu schätzen. Das erste ist die einfache algebraische Summe-Technik oben, verwendet in Zusammensetzungen, die keine Struktur von Lewis verlangen. Das zweite wird für Moleküle verwendet, wenn man eine Struktur von Lewis hat.

Es sollte nicht vergessen werden, dass der Oxydationsstaat eines Atoms die "echte" Anklage auf diesem Atom nicht vertritt: Das trifft besonders auf hohe Oxydationsstaaten zu, wo die Ionisationsenergie, die erforderlich ist, um ein Multiplizieren positiven Ions zu erzeugen, viel größer ist als die in chemischen Reaktionen verfügbaren Energien. Die Anweisung von Elektronen zwischen Atomen im Rechnen eines Oxydationsstaates ist rein ein Formalismus, aber ist eine nützliche für das Verstehen von vielen chemischen Reaktionen.

Für mehr über Probleme mit dem Rechnen von Atomanklagen, sieh teilweise Anklage.

Die Struktur von Lewis

Wenn eine Struktur von Lewis eines Moleküls verfügbar ist, können die Oxydationsstaaten durch die Computerwissenschaft des Unterschieds zwischen der Zahl von Wertigkeitselektronen zugeteilt werden, die ein neutrales Atom dieses Elements haben würde und die Zahl von Elektronen, die ihm in der Struktur von Lewis "gehören". Zum Zwecke Rechenoxydationsstaaten gehören Elektronen in einem Band zwischen Atomen von verschiedenen Elementen mehr electronegative Atom; Elektronen in einem Band zwischen Atomen desselben Elements werden ebenso gespalten, und Elektronen in einem einsamen Paar gehören nur dem Atom mit dem einsamen Paar.

Denken Sie zum Beispiel essigsaure Säure:

Das Methyl-Gruppenkohlenstoff-Atom hat 6 Wertigkeitselektronen von seinen Obligationen bis die Wasserstoffatome, weil Kohlenstoff mehr electronegative ist als Wasserstoff. Außerdem wird 1 Elektron von seinem Band mit dem anderen Kohlenstoff-Atom gewonnen, weil das Elektronpaar im C-C Band ebenso gespalten wird, insgesamt 7 Elektronen gebend. Ein neutrales Kohlenstoff-Atom würde 4 Wertigkeitselektronen haben, weil Kohlenstoff in der Gruppe 14 des Periodensystems ist. Der Unterschied, 4 - 7 =-3, ist der Oxydationsstaat dieses Kohlenstoff-Atoms. D. h. wenn es angenommen wird, dass alle Obligationen um 100 % ionisch waren (der tatsächlich sie sind nicht), würde der Kohlenstoff als C beschrieben.

Im Anschluss an dieselben Regeln hat das carboxylic saure Kohlenstoff-Atom einen Oxydationsstaat +3 (es bekommt nur ein Wertigkeitselektron vom C-C Band; die Sauerstoff-Atome bekommen alle anderen Elektronen, weil Sauerstoff mehr electronegative ist als Kohlenstoff). Die Sauerstoff-Atome beide haben einen Oxydationsstaat-2; sie bekommen 8 Elektronen jeder (4 von den einsamen Paaren und 4 von den Obligationen), während ein neutrales Sauerstoff-Atom 6 haben würde. Die Wasserstoffatome alle haben Oxydation, setzen +1 fest, weil sie ihr Elektron zu mehr electronegative Atomen übergeben, zu denen sie verpfändet werden.

Atome von Inequivalent eines Elements

Ein Beispiel eines Moleküls mit inequivalent Atomen desselben Elements ist das thiosulfate Ion (SO), für das die algebraische Summe-Regel den durchschnittlichen Wert +2 für den Schwefel nachgibt. Jedoch zeigen der Gebrauch einer Struktur von Lewis und das Elektronzählen, dass die zwei Schwefel-Atome verschieden sind. Der Hauptschwefel wird nur ein Wertigkeitselektron vom S-S Band und keine Wertigkeitselektronen von den S-O Obligationen im Vergleich zu sechs Wertigkeitselektronen für ein freies Schwefel-Atom zugeteilt, so ist der Oxydationsstaat des Hauptschwefels +5. Das Endschwefel-Atom wird das andere Elektron vom S-S Band plus drei einsame Paare für insgesamt sieben Wertigkeitselektronen zugeteilt, so ist sein Oxydationsstaat-1.

Reaktionen von Redox

Oxydationsstaaten können nützlich sein, um chemische Gleichungen für redox Reaktionen zu erwägen, weil die Änderungen in den oxidierten Atomen durch die Änderungen in den reduzierten Atomen erwogen werden müssen. Zum Beispiel, in der Reaktion des Acetaldehyd mit dem Reagens von Tollens zu essigsaurer Säure (gezeigt unten), ändert das carbonyl Kohlenstoff-Atom seinen Oxydationsstaat von +1 bis +3 (Oxydation). Diese Oxydation wird durch das Reduzieren von zwei Entsprechungen von Silber von Ag bis Ag erwogen.

In solchen Strukturdiagrammen für die organische Chemie werden Oxydationsstaaten durch Römische Ziffern vertreten, um sie von formellen Anklagen (berechnet mit allen Obligationen covalent) zu unterscheiden.

Elemente mit vielfachen Oxydationsstaaten

Die meisten Elemente haben mehr als einen möglichen Oxydationsstaat. Kohlenstoff hat neun Oxydationsstaaten der ganzen Zahl, und es gibt auch Moleküle, in denen der durchschnittliche Grad der Oxydation von mehrerem Kohlenstoff unbedeutend ist.

Oxydationsstaaten der ganzen Zahl von Kohlenstoff mit Beispielen

1. - 4:
2. - 3:
3. - 2:
4. - 1:
5. 0:
6. +1: —\
7. +2:
8. +3:
9. +4:

Beispiele der Bruchoxydation setzen für Kohlenstoff fest

1. - (6/5):
2. - (6/7):
3. - (10/8):

Sauerstoff hat 8 verschiedene Oxydationsstaaten

1. - 2 in Oxyden, z.B. ZnO,
2. - 1 in Peroxyden, z.B
3. - (1/2) in Superoxyden, z.B
4. - (1/3) in anorganischem ozonides, z.B
5. 0 in
6. + (1/2) in dioxygenyl, z.B dioxygenyl hexafluoroarsenate []
7. +1 in
8. +2 in

Bemerken Sie, dass da Fluor mehr electronegative ist als Sauerstoff, und als Fluoride, aber nicht ein Peroxyd und ein Oxyd betrachtet wird.

Bruchoxydationsstaaten

Bruchoxydationsstaaten werden häufig verwendet, um die durchschnittlichen Oxydationsstaaten von mehreren Atomen in einer Struktur zu vertreten. Zum Beispiel, in, hat das Superoxydion eine Anklage −1 geteilt unter zwei gleichwertigen Atomen, so wird jeder Sauerstoff ein Oxydationsstaat −½ zugeteilt, wird Dieses Ion als eine Klangfülle-Hybride von zwei Strukturen von Lewis beschrieben, und jeder Sauerstoff hat Oxydation setzen 0 in einer Struktur und −1 im anderen fest.

Für das cyclopentadienyl Ion ist der Oxydationsstaat C (−1) + (−1/5) = −6/5. −1 kommt vor, weil jeder C zu einem weniger electronegative H, und −1/5 verpfändet wird, weil die ionische Gesamtanklage unter fünf gleichwertigen C geteilt wird.

Wenn sich der Durchschnitt auf Atome bezieht, die nicht gleichwertig sind, kann der durchschnittliche Oxydationsstaat nicht jedes der Atome vertretend sein. Das ist im Magneteisenstein wahr, dessen Formel zu einem durchschnittlichen Oxydationsstaat von +8/3 führt. Tatsächlich sind zwei Drittel der Eisenionen Fe und ein Drittel Fe.

Ebenfalls hat das ozonide Ion O einen durchschnittlichen Oxydationsstaat −1/3. Dieses Ion ist V-shaped mit einem Hauptsauerstoff, der zu den beiden anderen nicht gleichwertig ist und nicht angenommen werden kann, denselben Oxydationsstaat zu haben.

Oxydationszahl

Der Begriff-Oxydationsstaat und die Oxydationszahl werden häufig austauschbar verwendet. Jedoch wird Oxydationszahl in der Koordinationschemie mit einer ein bisschen verschiedenen Bedeutung verwendet. In der Koordinationschemie sind die Regeln, die verwendet sind, um Elektronen aufzuzählen, verschieden: Jedes Elektron in einem Metall-Ligand-Band gehört dem ligand unabhängig von der Elektronegativität. Außerdem werden Oxydationszahlen mit Römischen Ziffern herkömmlich vertreten, während Oxydationsstaaten Indo-arabische-Ziffern verwenden.

Geschichte

Das aktuelle Konzept des "Oxydationsstaates" wurde von W. M. Latimer 1938 eingeführt. Oxydation selbst wurde zuerst von Antoine Lavoisier studiert, der geglaubt hat, dass Oxydation immer das Ergebnis von Reaktionen mit Sauerstoff, so der Name war. Obwohl, wie man gezeigt hat, die Idee von Lavoisier falsch gewesen ist, wird der Name, den er vorgeschlagen hat, noch, obgleich mehr allgemein verwendet.

Oxydationsstaaten waren eines der intellektuellen "Sprungbretter" Mendeleev hat gepflegt, das moderne Periodensystem abzuleiten.

Ungewöhnliche formelle Oxydationsstaaten

Ungewöhnliche formelle Oxydationsstaaten von Metallen sind in biochemischen Prozessen, die bemerkenswerten wichtig, die Fe (IV) und Fe (V) in Cytochrome sind, der Systeme P450-enthält.

Siehe auch

• Liste von Oxydationsstaaten der Elemente
• Elektrochemie
• Oxydationszahl
• Wertigkeit (Chemie)

Außenverbindungen

• Master von Chemischen Gleichungen - Oxydationsstaat von Atomen in chemischen Zusammensetzungen & chemischer Gleichung balancer.
• "Hohe Oxydationsstaaten 5d Übergang-Metalle"