Oxidationszahlen bestimmen?
Ok, z.B. bei H3O+ war die OZ von O sowieso -2, und alle H'S zusammen haben +3, auch dass die Ladung stimmt.
Bei S2O32- dasselbe Prinzip, O hat ja auch -2, also insgesamt -6 und damit die Ladung 2- bleibt, muss S2 insgesamt +4 haben, weil -6+4=-2. Weil da 2 S sind, ist die OZ von jedem +2
Also 2*(+2)+3*(-2)=-2, also die Ladung, und dann geht es auf. Aber anscheinend ist es falsch, was ist daran falsch?
Also ich habe es nach demselben Prinzip wie H3O+ gemacht, was ist daran falsch?
Die anderen beiden falschen haben sich geklärt, weil ich mit 3 statt 4 Os gerechnet habe, aber das S2O32- ist immer noch faLSCH
Die richtige Antwort war -1/5. Wieso??
1 Antwort
Weil S2O3^2- das Thiosulfat-Anion ist. Rein rechnerisch hast du recht mit den 2 mal +2. Aber das passt nicht zur Struktur und nach der entscheidet sich letztendlich, was die Oxidationszahl eines Atoms ist. Das Thiosulfat sieht so aus:
(Eigentlich stimmt die Struktur so nicht, aber damit lässt sich besser rechnen)
Die OZ bestimmt man in einer solchen Struktur, indem man dem elektronegativeren Partner einer Bindung sämtliche Elektronen dieser Bindung zuspricht. Diese Anzahl an Elektronen zieht man dann von der Elektronezahl ab, die das Atom im neutralen bzw ungebundenen Zustand hat (kann man aus dem PSE ablesen).
Für alle O im Thiosulfat: Es zieht alle Elektronen zu sich, hat also dann 8 (freie Elektronenpaare eingeschlossen). Elektronenzahl laut PSE: 6. Also rechnet man: 6 - 8 = -2.
Für das zentrale S gilt: es verliert alle Elektronen in den Bindungen mit Os. Es ist aber auch an ein S gebunden und das hat dieselbe Elektronegativität (logischerweise). Die beiden S teilen sich also ihre Bindungselektronen, sodass jeder 1 bekommt. Das zentrale S hat also nur noch 1 Elektron. Laut PSE hat S 6. Wir rechnen also wieder: 6 - 1 = 5.
Für das äußere S ergibt sich nun aber folgendes: 6 Elektronen aus den freien Elektronenpaaren plus eins aus der S-S Bindung. Macht 7. Man rechnet: 6 - 7 = -1.
