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2025-04-23T20:10:07Z

Geschichte und ursprüngliche Bedeutung: Grammatik korrigiert

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{{Weiterleitungshinweis|Oxydieren|Zum gleichnamigen Verfahren zur Werkstoffbehandlung siehe [[Oxidieren (Wärmebehandlung)]].}}

[[Datei:Rust.jpg|mini|Oxidiertes (verrostetes) [[Eisen]]]]

Die '''Oxidation''' (auch ''Oxydation'') ist eine [[chemische Reaktion]], bei der ein [[Ion]] oder ein [[Atom]] (als solches oder als Bestandteil eines [[Molekül]]s) ein oder mehrere [[Elektron]]en abgibt und dadurch seinen [[Oxidationszustand]] erhöht. Die Erhöhung des Oxidationszustandes wird formal durch die Erhöhung der sogenannten [[Oxidationszahl]] desjenigen Atoms im Molekül kenntlich gemacht, das für die Oxidation verantwortlich ist. Die Erhöhung der Oxidationszahl entspricht der Anzahl der abgegebenen Elektronen.<ref>{{Gold Book|oxidation|O04362|Version=2|lang=1}}</ref>

Als [[Oxidationsmittel]] bezeichnet man den [[chemischer Stoff|Stoff]], das Atom, das Ion oder das Molekül, das die Elektronen aufnimmt und dadurch reduziert wird. Beide Reaktionen – Reduktion und Oxidation – werden als die zwei Teilreaktionen der ablaufenden [[Redoxreaktion]] bezeichnet.

: Oxidation:
:<math>\mathrm{A \longrightarrow A}^{n+} + n\,\mathrm{e^-}</math>
: Stoff A gibt ''n'' Elektronen ab.

Eine Oxidation ist gewöhnlich [[Exotherme Reaktion|exotherm]], im umgekehrten Fall, also zum [[Reduktion (Chemie)|Reduzieren]], muss gewöhnlicherweise Energie aufgewendet werden. Es gibt jedoch Ausnahmen, beispielsweise ist die Oxidation von [[Wasser]] zu [[Wasserstoffperoxid]] endotherm, also die [[Chemische Reaktion|Rückreaktion]] entsprechend exotherm.

Man spricht von einer ''[[Disproportionierung]]'', wenn bei einer chemischen Reaktion Elemente mit mittlerer Oxidationsstufe in solche mit einer niedrigen und einer höheren übergehen.
: <math>\mathrm{2 \ H_2O_2 \longrightarrow 2 \ H_2O + O_2}</math>
: Disproportionierung zweier Moleküle Wasserstoffperoxid zu Wasser und Sauerstoff.

== Geschichte und ursprüngliche Bedeutung ==
Der Begriff ''Oxidation'' wurde ursprünglich von dem [[Chemiker]] [[Antoine Laurent de Lavoisier]] geprägt. Er meinte damit die Vereinigung von [[Chemisches Element|Elementen]] und [[Chemische Verbindung|chemischen Verbindungen]] mit dem Element [[Sauerstoff]] (Oxygenium, franz.: oxygène) und wollte damit also die Bildung von [[Oxide]]n beschreiben.

Später erfolgte eine Erweiterung des Begriffs, indem Reaktionen einbezogen wurden, bei denen einer Verbindung [[Wasserstoff]][[atom]]e entzogen wurden ([[Dehydrierung]]). Z. B. „entreißen“ bei vielen biochemischen Vorgängen bestimmte [[Coenzym]]e (NAD, NADP, FAD) [[Organische Chemie|organischen Verbindungen]] Wasserstoffatome.

Auf Grundlage der Ionentheorie und des [[Bohrsches Atommodell|Bohrschen Atommodells]] wurde die Oxidation schließlich unter elektronentheoretischen Gesichtspunkten interpretiert und verallgemeinert. Seitdem sieht man das Charakteristische an einer Oxidation darin, dass ein chemischer Stoff Elektronen abgibt und dadurch oxidiert wird.
[[Datei:Duesseldorf Firework 2007.jpg|mini|Feuerwerk beim [[Japan-Tag]] in Düsseldorf]]

=== Klassische Beispiele ===
* Oxidation nannte man früher nur [[Sauerstoff#Chemische Eigenschaften|chemische Reaktionen mit Sauerstoff]]. Eine Oxidation, bei der Wärme und Licht emittiert werden, nennt man [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennung oder Feuer]]. Dazu zählt auch das [[Feuerwerk]].

* Klassische Beispiele für Oxidationen mit Sauerstoff sind alle Arten von [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennungen]], wie z. B. Verbrennungen von [[kohlenstoff]]haltigen Stoffen an der [[Luft]] mit dem Luftsauerstoff, beispielsweise Verbrennungen von [[Kohle]], Holz, [[Erdgas]], [[Flüssiggas]], [[Motorenbenzin|Benzin]] im [[Motor]], [[Kerze]]n usw. Bei diesen Verbrennungen gibt jedes Kohlenstoff-Atom seine vier Elektronen an zwei Sauerstoff-Atome ab; es bilden sich je zwei [[Doppelbindung]]en zwischen dem C-Atom und beiden O-Atomen, d. h. es entsteht [[Kohlenstoffdioxid]] (CO2).
: <math>\mathrm{C + O_2 \longrightarrow CO_2}</math>
: Kohlenstoff + Sauerstoff → Kohlenstoffdioxid

* Nahrung wird im Körper in vielen Schritten des biochemischen [[Stoffwechsel]]s unter anderem zu körpereigenen Stoffen und am Ende auch zu [[Kohlenstoffdioxid]] (CO2) unter Bildung von Wasser oxidiert. Ein Beispiel ist die [[β-Oxidation]] von Fettsäuren. Auch bei der [[enzymatische Bräunung|enzymatischen Bräunung]] werden Bestandteile eines [[Lebensmittel]]s oxidiert.

* Nicht nur ''[[in vivo]]'', auch ''[[in vitro]]'' können [[Organische Chemie|organische]] Stoffe auf vielfältige Weise mit Sauerstoff reagieren: Ein [[Primär (Chemie)|primärer]] Alkohol ([[Alkanole|Alkanol]]) kann schrittweise sanft oxidiert werden. Dabei entsteht zunächst ein [[Aldehyde|Aldehyd]] ([[Alkanale|Alkanal]]), bei nochmaliger Oxidation eine [[Carbonsäure]] ([[Alkansäuren|Alkansäure]]). Bei energischer Oxidation von primären Alkoholen werden Carbonsäuren gebildet.<ref name="Lüning">Ulrich Lüning: ''Organische Reaktionen'', 2. Auflage, Elsevier, München, 2007, S. 145, ISBN 978-3-8274-1834-0.</ref>

* Wird ein [[Sekundär (Chemie)|sekundärer]] Alkohol oxidiert, so bildet sich dabei ein [[Ketone|Keton]] ([[Alkanon]]).<ref name="Beyer">[[Hans Beyer]] und [[Wolfgang Walter]]: ''Organische Chemie'', S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 1984, S. 201, ISBN 3-7776-0406-2.</ref> [[Tertiär (Chemie)|Tertiäre]] Alkohole können wegen ihrer bereits vorhandenen drei C-Bindungen nicht zu [[Carbonylgruppe|Carbonylverbindungen]] oxidiert werden.

* [[Eisen]] erfährt unter dem Einfluss von Sauerstoff eine oxidative [[Korrosion]] und bildet verschiedene Eisen[[oxide]] ([[Rost]], Fe2O3, Fe3O4, FeO).

* Wenn reines, blankes [[Aluminium#Chemische Eigenschaften|Aluminium]] von Luft umgeben ist, bildet sich auf seiner Oberfläche schnell eine sehr dünne, aber sehr fest haftende Schutzschicht aus [[Aluminiumoxid]].

* Bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff (siehe ''[[Knallgas]]'') entsteht [[Wasser]] (''Wasserstoffoxid'', H2O):
: <math>\mathrm{2 \ H_2 \ + \ O_2 \longrightarrow 2 \ H_2O}</math>
: Wasserstoff + Sauerstoff (''Knallgas'') reagieren zu Wasser

=== Moderne Definition ===
[[Datei:Streichholz.jpg|mini|Ein entzündetes Streichholz]]
Auch heute noch assoziiert man mit dem Begriff Oxidation häufig die Umsetzung mit (Luft-)Sauerstoff und die Bildung von Oxiden. Jedoch ist gemäß der allgemeineren, moderneren Definition die Oxidation mit Sauerstoff nur ein Typ von vielen möglichen Oxidationsreaktionen mit anderen [[Oxidationsmittel]]n, die sich mit Hilfe der [[Valenzelektronen]]theorie erklären lassen.
Reagiert z. B. ein [[Metalle|Metallatom]] mit einem Sauerstoff-Atom, so kann man die Oxidation des Metalls und somit die Metalloxidbildung mit Hilfe folgender [[Reaktionsgleichung]]en beschreiben:

: Oxidation:
: <math>\mathrm{M \longrightarrow M^{2+} + 2e^-}</math>
: Oxidation: Das Metall M gibt zwei Elektronen ab und wird zum Metall-Kation oxidiert.

: Reduktion:
: <math>\mathrm{O_2 + 4e^- \longrightarrow 2\ O^{2-}}</math>
: Reduktion: Sauerstoff nimmt pro Atom je zwei Elektronen auf und wird zum Oxid-Anion reduziert.

: <math>\mathrm{2\ M + O_2 \longrightarrow 2\ M^{2+} + 2\ O^{2-}}</math>
: Redoxreaktion: Sauerstoff oxidiert das Metall und wird dabei selbst reduziert.

Sauerstoff ist in diesem Fall bestrebt, durch Aufnahme von zwei Elektronen eine stabile Valenz[[elektronenschale]] mit insgesamt acht Elektronen aufzubauen ([[Oktettregel]]). Das Metall kann durch Abgabe von 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 an der Reaktion beteiligt ist. In diesem Sinne bedeutet ''Oxidation'' nur noch, dass [[Elektron]]en abgegeben werden. Zum Beispiel gibt bei der Reaktion von [[Natrium]] mit [[Chlor]] das Natriumatom ein Elektron an das Chloratom ab. Das Natrium wird damit zum Natrium-Kation oxidiert. Im Gegenzug wird Chlor durch Aufnahme des Elektrons zum Chlorid-Anion reduziert. Damit hat sich [[Natriumchlorid]] gebildet.

; Teilreaktion Oxidation:
: <math>\mathrm{Na \longrightarrow Na^+ + e^-}</math>
: Natrium gibt ein Elektron ab: Oxidation zum Natrium-Kation.

; Teilreaktion Reduktion:
: <math>\mathrm{Cl + e^- \longrightarrow Cl^-}</math>
: Im Gegenzug wird Chlor durch Aufnahme eines Elektrons zum Chlorid-Anion reduziert.

; Gesamtreaktion:
: <math>\mathrm{Na + Cl \longrightarrow Na^+ + Cl^-}</math>
: Natrium und Chlor reagieren in einer Redoxreaktion miteinander und bilden Natriumchlorid.

Da Chlor nur molekular als Cl2 vorkommt und in die Reaktion eingeht, muss man [[stöchiometrisch]] richtig schreiben:

: <math>\mathrm{2 \ Na + Cl_2 \longrightarrow 2 \ Na^+ + 2Cl^- (2 \ NaCl)}</math>

== Siehe auch ==
*[[Photooxidation]]

== Weblinks ==
{{Commonscat|Oxidations|Oxidation}}
{{Wiktionary}}
{{Wiktionary|Oxydation}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Normdaten|TYP=s|GND=4137187-2|LCCN=sh/85/096307|NDL=00570145}}

[[Kategorie:Oxidation| ]]

Oxidation - Versionsgeschichte

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