Oxidation

Oxidiertes (verrostetes) Eisen

Eine Oxidation (oder Oxydation) ist eine chemische Reaktion, bei der ein Atom, Ion oder Molekül Elektronen abgibt. Ihre formale Oxidationszahl wird dabei erhöht.^[1] Ein anderer Stoff nimmt die Elektronen auf und wird dadurch reduziert. Mit der Oxidation ist also immer auch eine Reduktion verbunden. Beide Reaktionen zusammen werden als Teilreaktionen einer Redoxreaktion betrachtet.

Oxidation:

$ \mathrm {A\longrightarrow A^{+}+e^{-}} $

Stoff A gibt ein Elektron ab.

Geschichte

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

Später erfolgte eine Erweiterung des Begriffes, indem man Reaktionen, bei denen Wasserstoff-Atome einer Verbindung entzogen wurden (Dehydrierung), mit einbezog. 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.

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).

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

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. 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 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):

$ \mathrm {2\ H_{2}\ +\ O_{2}\longrightarrow 2\ H_{2}O} $

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:

$ \mathrm {M\longrightarrow M^{2+}+2e^{-}} $

Oxidation: Das Metall M gibt zwei Elektronen ab.

Reduktion:

$ \mathrm {O+2e^{-}\longrightarrow O^{2-}} $

Sauerstoff (O) nimmt zwei Elektronen auf.

Redoxreaktion:

$ \mathrm {M+O\longrightarrow M^{2+}+O^{2-}} $

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 heutzutage 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

$ \mathrm {Na\longrightarrow Na^{+}+e^{-}} $

Natrium gibt ein Elektron ab.

Teilreaktion Reduktion

$ \mathrm {Cl+e^{-}\longrightarrow Cl^{-}} $

Im Gegenzug wird Chlor durch Aufnahme eines Elektrons reduziert.

Gesamtreaktion

$ \mathrm {Na+Cl\longrightarrow Na^{+}+Cl^{-}} $

Natrium und Chlor reagieren in einer Redoxreaktion miteinander.

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

$ \mathrm {2\ Na+Cl_{2}\longrightarrow 2\ Na^{+}+2Cl^{-}(2\ NaCl)} $

Einzelnachweise