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Die Oxidation ist eine chemische Teilreaktion, bei der ein Teilchen (Atom, Ion oder Molekül) Elektronen abgibt. Seine Oxidationszahl wird dabei erhöht. Oxidation tritt immer gemeinsam mit einer Reduktion auf. Beide Teilreaktionen zusammen werden als Redoxreaktion bezeichnet.

Geschichte

Feuer als Beispiel für eine Oxidation unter Flammenerscheinung

Oxidiertes (verrostetes) Eisen

Das Wort Oxidation wurde ursprünglich von Antoine Laurent de Lavoisier geprägt, der damit die Vereinigung von Elementen oder chemischen Verbindungen mit dem Element Sauerstoff (Oxygenium, franz: oxygène), also die Bildung von Oxiden, beschreiben wollte. Klassische Beispiele für die Oxidation ist die Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Stoffen wie Holz, Kohle oder Erdgas mit dem Sauerstoff der Luft, wobei Kohlenstoffdioxid bildet. Eisen korrodieren mit dem Sauerstoff der Luft ohne Flammenerscheinung und bildet dabei Eisenoxide, den Rost.

Reiner Kohlenstoff reagiert mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid:

$\mathrm {C+O_{2}\longrightarrow CO_{2}}$

Elementares Magnesium verbrennt mit leuchtender Flamme zu Magnesiumoxid:

$\mathrm {2\ Mg\ +\ O_{2}\longrightarrow \ 2\ MgO}$

Auch heute noch assoziiert man mit dem Begriff Oxidation vielfach die Umsetzung mit Sauerstoff und die Bildung von Oxiden. Heute gilt jedoch eine breitere Sichtweise, die nicht auf Reaktionen mit Sauerstoff begrenzt ist und die klassische Betrachtung integriert hat.

Allgemeine Definition

Oxidation ist eine Reaktion bei der ein ein- oder mehratomiges Teilchen Red ein oder mehrere Elektronen abgibt. Dabei bildet sich das Teilchen Ox:

$\mathrm {Red\ \longrightarrow \ Ox\ +{\mathit {n}}\ e^{-}}$

Red reagiert als Elektronendonator, Red und Ox bilden ein sogenanntes Redox-Paar. Die Elektronen werden von einem zweiten Redox-Paar aufgenommen, bei dem eine Reduktion erfolgt. Während im Bereich der Elektrochemie, wie bei einer Elektrolyse oder einer Galvanischen Zelle, der Elektronentransfer zwischen den zwei Redox-Paaren eine messbare Größe ist, lässt sich in anderen Fällen die Oxidation nur über die damit verbunden Erhöhung der Oxidationszahl von Red erkennen. Betrachtet man eine Oxidation als Gleichgewichtsreaktion, ist die Rückreaktion eine Reduktion.

$\mathrm {Red}$	$\mathrm {\ {\xrightarrow[{}]{Oxidation}}}$	$\mathrm {\ Ox+\ {\mathit {n}}\ e^{-}}$
	$\mathrm {\ {\xleftarrow[{Reduktion}]{}}}$

Obwohl eine Oxidation nie ohne Reduktion erfolgt und daher eine Redoxreaktion vorliegt, wird oft eine Reaktion aus der Perspektive des gewünschten Produkts betrachtet, dessen Ausgangsstoff mit einem Oxidationsmittel umgesetzt wird.

Oxidation mit und ohne Sauerstoff

Reagiert ein Metall wie Magnesium mit Sauerstoff, so kann die Oxidation des Metalls und somit die Metalloxidbildung anhand der folgenden Reaktionsgleichungen betrachtet werden:

$\mathrm {2\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Mg}}{}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {2\ {\overset {\underset {+2}{}}{Mg}}{}^{2+}+\ 4\ e^{-}}$		${\text{ 1. Redox-Paar, hier erfolgt eine Oxidation }}$
$\mathrm {\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{O}}{}_{2}^{}\ +\ 4\ e^{-}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {2\ {\overset {\underset {-2}{}}{O}}{}^{2-}}$		${\text{ 2. Redox-Paar, hier erfolgt eine Reduktion }}$
$\mathrm {2\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Mg}}{}\ +\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{O}}{}_{2}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {2\ {\overset {\underset {+2}{}}{Mg}}{}{\overset {\underset {-2}{}}{O}}{}}$		${\text{ Redoxreaktion }}$

Im klassischem Sinn wird Magnesium oxidiert, da sich ein Oxid bildet. Im erweiteren Sinn bedeutet die Oxidation des Magnesiums die Abgeben von Elektronen, was immer mit einem Steigen der Oxidationszahl verknüpt ist. Reduktion bedeutet dagegen die Aufnahme von Elektronen und somit eine Erniedrigung der Oxidationszahl. In diesem Fall entsprechen die Ladungen der Teilchen ihrer Oxidationszahl.

Nach diesem Prinzip lassen sich auch Reaktionen betrachten, bei denen kein Sauerstoff beteiligt ist. Wird Natrium und Chlor zu Natriumchlorid umgesetzt, geben zwei Natriumatome je ein Elektron an das Chlormolekül Cl₂ ab. Natrium wird oxidiert und im Gegenzug Chlor reduziert.

$\mathrm {2\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Na}}{}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {{2\ {\overset {\underset {+1}{}}{Na}}}{}^{+}+\ 2\ e^{-}}$		${\text{ 1. Redox-Paar, hier erfolgt eine Oxidation }}$
$\mathrm {\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Cl}}{}_{2}^{}+\ 2\ e^{-}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {2\ {\overset {\underset {-1}{}}{Cl}}{}^{-}}$		${\text{ 2. Redox-Paar, hier erfolgt eine Reduktion }}$
$\mathrm {2\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Na}}{}\ +\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Cl}}{}_{2}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {2\ {\overset {\underset {+1}{}}{Na}}{}{\overset {\underset {-1}{}}{Cl}}{}}$		${\text{ Redoxreaktion }}$

Rolle des Sauerstoffs

aluminothermischen Reaktionen: Reduktion von Eisen(III)-oxid

$\mathrm {Fe_{2}O_{3}+2\ Al\longrightarrow Al_{2}O_{3}+2\ Fe}$

$\mathrm {2\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Al}}{}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {2\ {\overset {\underset {+3}{}}{Al}}{}^{3+}+\ 6\ e^{-}}$		${\text{ 1. Redox-Paar, Oxidation }}$
$\mathrm {\ {\overset {\underset {+3}{}}{Fe}}{}_{2}{\overset {\underset {-2}{}}{O}}{}_{3}\ +\ 6\ e^{-}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {2\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Fe}}{}\ +\ 3\ {\overset {\underset {-2}{}}{O}}{}^{2-}}$		${\text{ 2. Redox-Paar, Reduktion }}$
$\mathrm {\ {\overset {\underset {+3}{}}{Fe}}{}_{2}{\overset {\underset {-2}{}}{O}}{}_{3}\ +\ 2\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Al}}{}}$	$\mathrm {\longrightarrow }$	$\mathrm {{\overset {\underset {+3}{}}{Al}}{}_{2}{\overset {\underset {-2}{}}{O}}{}_{3}\ +\ 2\ {\overset {\underset {\pm 0}{}}{Fe}}{}}$		${\text{ Redoxreaktion }}$

Oxidation organischer Verbindungen

Oxidation von Alkoholen

Tollensprobe

Ein primärer Alkohole wird sanft oxidiert. Dabei entsteht zunächst ein Aldehyd, bei nochmaliger Oxidation eine Carbonsäure. Bei energischerer Oxidation kann der Schritt zum Aldehyd übersprungen werden, so dass die Oxidation des primären Alkohols direkt zur Isolation einer Carbonsäure führt. Wird ein sekundärer Alkohol oxidiert, so bildet sich dabei ein Keton (Alkanon). Tertiäre Alkohole können auf Grund ihrer bereits vorhandenen drei C-Bindungen nicht zu einer Carbonylverbindung oxidiert werden.

Entzug von Wasserstoff

Später erfolgte eine Erweiterung des Begriffes, indem man Reaktionen mit einbezog, bei denen einer Verbindung Wasserstoffatome entzogen wurden (Dehydrierung). So werden z. B. bei vielen biochemischen Vorgängen Verbindungen Wasserstoffatome durch bestimmte Coenzyme??? (NAD, NADP, FAD) „entrissen“.

Addition von Halogeniden

Weblinks

Wiktionary: Roland.chem/Texten – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Wiktionary: Oxydation – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen