Oxidation

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Oxidiertes (verrostetes) Eisen

Die Oxidation ist eine chemische Reaktion, bei der ein Atom, Ion oder Molekül Elektronen abgibt. Seine Oxidationszahl wird dabei erhöht.[1] Ein anderer Stoff nimmt die Elektronen auf und wird reduziert. Beide Reaktionen zusammen werden als Teilreaktionen einer Redoxreaktion betrachtet.

Oxidation:
Stoff A gibt n Elektronen ab.

Einen Stoff, der andere Stoffe durch Aufnahme von Elektronen oxidieren kann (und dabei selbst reduziert wird), bezeichnet man als Oxidationsmittel.

Geschichte

Der Begriff Oxidation wurde ursprünglich von dem Chemiker Antoine Laurent de Lavoisier geprägt, der damit die Vereinigung von Elementen und chemischen Verbindungen mit dem Element Sauerstoff (Oxygenium, franz: oxygène), also die Bildung von Oxiden, beschreiben wollte.

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 organischen Verbindungen Wasserstoffatome durch bestimmte Coenzyme (NAD, NADP, FAD) „entrissen“.

Auf Grundlage der Ionentheorie und des Bohrschen Atommodells konnte die Oxidation schließlich unter elektronentheoretischen Gesichtspunkten interpretiert und verallgemeinert werden. Das Charakteristische an diesem Vorgang wird nun in der Elektronenabgabe eines chemischen Stoffes gesehen.

Oxidation durch Sauerstoff

Feuer als Beispiel für eine Oxidation unter Flammenerscheinung

Ursprüngliche Bedeutung

Als Oxidation im ursprünglichen Sinn bezeichnete man früher die chemische Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff. Oxidationen unter Flammenerscheinung werden als Verbrennung oder Feuer bezeichnet. Dazu zählt auch das Feuerwerk.

Klassische Beispiele

Klassische Beispiele für die Oxidation durch Sauerstoff sind alle Arten der Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Stoffen unter Luftsauerstoff, beispielsweise Verbrennung von Kohle, Holz, Erdgas, Flüssiggas, Benzin im Motor, Kerzen usw. Ausgehend von Kohle (reiner Kohlenstoff) gibt jedes Kohlenstoff-Atom vier Elektronen an zwei Sauerstoff-Atome zur Ausbildung von zwei Doppelbindungen ab. Es entsteht Kohlenstoffdioxid (CO2).

Kohlenstoff + Sauerstoff → Kohlenstoffdioxid

Nahrung wird im Körper in den vielen Schritten des biochemischen Stoffwechsels unter anderem zu körpereigenen Stoffen, Kohlenstoffdioxid (CO2) und Wasser oxidiert. Ein Beispiel ist die β-Oxidation von Fettsäuren. Auch die enzymatische Bräunung beruht auf der Oxidation. Nicht nur in vivo, auch in vitro können organische Stoffe auf vielfältige Weise mit Sauerstoff reagieren: Ein primärer Alkohol (Alkanol) wird sanft oxidiert. Dabei entsteht zunächst ein Aldehyd (Alkanal), bei nochmaliger Oxidation eine Carbonsäure (Alkansäure). Bei energischerer Oxidation kann der Schritt zum Aldehyd übersprungen werden, so dass die Oxidation des primären Alkohols direkt zur Isolation einer Carbonsäure führt.[2] Wird ein sekundärer Alkohol oxidiert, so bildet sich dabei ein Keton (Alkanon).[3] Tertiäre Alkohole können auf Grund ihrer bereits vorhandenen drei C-Bindungen nicht zu einer Carbonylverbindung oxidiert werden.

Eisen rostet (korrodiert) unter dem Einfluss von Sauerstoff und bildet verschiedene Eisenoxide (Rost, Fe2O3, Fe3O4, FeO). Aluminium überzieht sich durch Luftoxidation mit einer Schutzschicht aus Aluminiumoxid.

Bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff (siehe Knallgas) entsteht Wasser (Wasserstoffoxid, H2O):

Wasserstoff + Sauerstoff (Knallgas) reagieren zu Wasser

Moderne Definition

Auch heute noch assoziiert man mit dem Begriff Oxidation vielfach die Umsetzung mit (Luft-)Sauerstoff und die Bildung von Oxiden. Jedoch ist im Rahmen der allgemeineren Definition diese Reaktion nur eine von vielen, die sich mit Hilfe der Valenzelektronentheorie erklären lässt.

Reagiert z. B. ein Metallatom mit einem Sauerstoff-Atom, so kann man die Oxidation des Metalls und somit die Metalloxidbildung anhand folgender Reaktionsgleichungen nachvollziehen:

Oxidation:
Oxidation: Das Metall M gibt zwei Elektronen ab.
Reduktion:
Reduktion: Sauerstoff nimmt pro Atom je zwei Elektronen auf.
Redoxreaktion: Sauerstoff oxidiert das Metall und wird dabei selbst reduziert.

Sauerstoff hat in diesem Fall die Tendenz, durch Aufnahme von zwei Elektronen eine stabile Valenzelektronenschale mit insgesamt acht Elektronen aufzubauen (Oktettregel). Das Metall wiederum kann durch Abgabe der Elektronen teilbesetzte Schalen auflösen und so die nächstniedrigere stabile Elektronenkonfiguration erreichen.

Oxidation ohne Sauerstoff

Der erweiterte Begriff der Oxidation wird heute auf Reaktionen angewandt, die nach dem gleichen chemischen Prinzip ablaufen, auch wenn kein Sauerstoff daran beteiligt ist. In diesem weiteren Sinne bedeutet Oxidation das Abgeben von Elektronen. Zum Beispiel gibt bei der Reaktion von Natrium und Chlor zu Natriumchlorid das Natriumatom ein Elektron an das Chloratom ab, Natrium wird also oxidiert. Im Gegenzug wird Chlor dabei reduziert.

Teilreaktion Oxidation
Natrium gibt ein Elektron ab.
Teilreaktion Reduktion
Im Gegenzug wird Chlor durch Aufnahme eines Elektrons reduziert.
Gesamtreaktion
Natrium und Chlor reagieren in einer Redoxreaktion miteinander.

Da Chlor nur molekular als Cl2 in die Reaktion eingeht, schreibt man stöchiometrisch richtig:

Siehe auch

Weblinks

Commons: Oxidation - Weitere Bilder oder Audiodateien zum Thema
 Wiktionary: Oxidation – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
 Wiktionary: Oxydation – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise

  1. IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book"). Compiled by A. D. McNaught and A. Wilkinson, Blackwell Scientific Publications, Oxford (1997), doi:10.1351/goldbook.O04362.
  2. Ulrich Lüning: Organische Reaktionen, 2. Auflage, Elsevier GmbH, München, 2007, S. 145, ISBN 978-3-8274-1834-0.
  3. Hans Beyer und Wolfgang Walter: Organische Chemie, S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 1984, S. 201, ISBN 3-7776-0406-2.


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