Sind diese Formeln richtig - wie kann ich das erkennen?

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Moin,

du kannst das sehr wohl mithilfe der Oxidationsstufen (und den entsprechenden Oxidationszahlen) lösen, aber nicht, ohne etwas zusätzliche Hintergrundinformationen zu haben (gerade weil einige Elementsymbole verschiedene Oxidationsstufen annehmen können, wie du ja schon richtig angemerkt hast).

Alle deine vorgelegten Formeln sollen offenbar Verhältnisformeln von anorganischen Salzen sein.
In anorganischen Salzen gibt es immer positiv geladene Kationen (meistens Metall-Kationen) und negativ geladene Anionen (Säurerest-Anionen).

Eine Verhältnisformel von anorganischen Salzen ist immer so aufgebaut, dass sie mit dem positiv geladenen Kation beginnt und dementsprechend mit dem negativ geladenen Säurerest-Anion aufhört.

Um jetzt deine Formeln mit Hilfe der Oxidationszahlen überprüfen zu können, benötigst du die Ladungen deiner jeweiligen Ionen. Die bekommst du für die Kationen deiner Beispiele leicht heraus, weil das alles Hauptgruppen-Elemente im Periodensystem der Elemente (PSE) sind.
Bei Hauptgruppen-Elementen gilt nämlich folgender Zusammenhang: Nummer der Hauptgruppe = Anzahl der Valenzelektronen (Außenelektronen) bei den Atomen der Elemente, die zu der Hauptgruppe gehören.
Beispiel: Lithium; Symbol Li; 1. Hauptgruppe, das heißt, Lithiumatome haben ein Valenzelektron. Und jetzt kommt's: Lithiumatome streben in Reaktionen eine stabilere Elektronenhülle an, nämlich die von Edelgasen (Edelgaskonfiguration). Dazu haben sie zwei Möglichkeiten: sie könnten zum Beispiel sieben Elektronen aufnehmen. Das würde zu einer Elektronenkonfiguration wie beim Edelgas Neon führen. Aber mit jeder Aufnahme eines negativ geladenen Elektrons würde das entsprechende Teilchen zunehmend stärker negativ geladen werden. Und weil sich gleiche Ladungen elektrostatisch abstoßen, wird es immer schwerer (energieintensiver), um noch weitere Elektronen in ein Teilchen zu bekommen, das - sagen wir mal - bereits vierfach negativ geladen ist. Noch viel schwerer würde es sein, dann in ein fünffach negativ geladenes Teilchen ein sechstes Elektron zu bekommen...
Die andere Möglichkeit wäre, das einzelne Valenzelektron "loszuwerden" (also an ein anderes Teilchen abzugeben). Dann fiele nämlich die entsprechende äußere "Schale" weg, weil das einzige darin enthaltene Elektron ja nicht mehr da ist. Dadurch würde das bis dahin zweitäußere Hauptenergieniveau zum äußeren. Und das ist ja mit Elektronen voll besetzt. Das entspräche im Falle des Lithiums in der Hülle also dem Edelgaszustand von Helium. Dieser Weg ist viel weniger energieintensiv...
Langer Rede kurzer Sinn: Lithium steht im PSE in der ersten Hauptgruppe, die Atome haben also ein Valenzelektron, das sie relativ leicht in einer chemischen Reaktion an ein anderes Teilchen abgeben, so dass sie zu einfach positiv geladenen Ionen werden. Oder noch kürzer:
Lithium: erste Hauptgruppe heißt ein Valenzelektron, das heißt Lithium bildet Li^+-Kationen.

Für Kalium in deinem zweiten Beispiel gilt Analoges: Kalium: erste Hauptgruppe, heißt ein Valenzelektron, heißt K^+-Kationen.

Für Aluminium gilt dann entsprechend: Aluminium: dritte Hauptgruppe, heißt drei Valenzelektronen, heißt Al^3+-Kationen.

Barium oder Magnesium bilden in vergleichbarer Weise jeweils zweifach positiv geladene Kationen.

Kommen wir nun zu den Anionen. Zur Ermittlung der Ladungen der (zusammengesetzten) Anionen brauchst du sogenannte "Referenzverbindungen", also Verbindungen, von denen du sicher weißt, dass es sie gibt und deren Formeln du kennst. Dann kannst du mit Hilfe des Konzepts der Oxidationszahlen herausfinden, welche Ladungen resultieren (es geht auch über Säure-Base-Reaktionen wie von Kerilia vorgeschlagen, aber euer Thema ist ja Redox, weshalb ich mal dabei bleibe...).

Nehmen wir zum Aufwärmen als erstes das vorletzte Beispiel: BaSO4 (Bariumsulfat).
Du weißt bereits, dass Bariumatome zweifach positiv geladene Kationen hervorbringen (siehe oben). Da die Oxidationszahl eines Teilchens mit seiner Ladung übereinstimmen muss (das ist eine Regel für die Ermittlung von Oxidationszahlen), kannst du also schlussfolgern:

Ba^2+ heißt Oxidationszahl (OZ) von "Ba": +II

Kommen wir nun zum Säurerest-Anion und dessen Ladung. Der Säurerest ist hier das Sulfat-Anion. Das stammt aus der Schwefelsäure. Die Formel der Schwefelsäure ist "H2SO4". Das ist unsere "Referenzverbindung".
Mit der Kenntnis der Zusatzhilfsregeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen, dass nämlich Wasserstoff in Verbindungen fast immer die OZ +I und Sauerstoff fast immer die OZ –II haben, kannst du die OZ von Schwefel in der Schwefelsäure ermitteln:
H2SO4 heißt ja: 2 x +I (von den Wasserstoffen) + 4 x –II (von den Sauerstoffen) macht zusammen –VI, weil (2 x +I =) +II + (4 x –II =) –VIII = –VI ist.
Da die Formel H2SO4 aber keine Ladung hat, muss also das einzelne S-Teilchen diese berechneten –VI alleine ausgleichen. Also muss S hier die Oxidationsstufe +VI haben, verstehst du?

Aber dann kann ich sagen, dass der Säurerest von Schwefelsäure, also das Sulfat-Anion die Ladung 2– haben muss, denn wenn S in "SO4" die OZ +VI hat und die vier Sauerstoffe jeweils –II, dann bleiben zwei negative Ladungen unausgeglichen, so dass auch "SO4" die Ladung 2– haben muss.

Und nun musst du dich nur nach fragen, wie viele Bariumkationen und wie viele Sulfat-Anionen du brauchst, um eine Formel zu erstellen, in der keine Ladung übrig bleibt. Ba^2+ und SO4^2– sind deine Ionen, beide sind zweifach geladen. Also brauchst du von beiden Ionensorten jeweils eins. Und deshalb lautet die Verhältnisformel von Bariumsulfat "BaSO4".
Der Vergleich mit deiner Vorgabe zeigt, dass auch dort "BaSO4" steht, so dass zumindest diese Formel stimmt.

Ich nenne dir zum Schluss noch die restlichen "Referenzverbindungen", damit du üben kannst, den beschriebenen Weg abzuschreiten:

HNO2 (Salpetrige Säure; Name des Restes: -nitrit)
H2SO3 (Schweflige Säure; Name des Restes: -sulfit)
HNO3 (Salpetersäure; Name des Restes: -nitrat)
H2SO4 hatten wir besprochen (siehe oben)
H3PO4 (Phosphorsäure; Name des Restes: -phosphat)

Nun - denke ich - bist du mit allem ausgestattet, was du benötigst, um die übrigen Formeln korrekt zu ermitteln und mit deinen Vorgaben vergleichen zu können. Aber ich verrate dir noch, dass in deiner Vorgabe von fünf Formeln insgesamt zwei Formeln korrekt und demnach drei falsch sind...

LG von der Waterkant.

LiNO2 = Lithiumnitrit 

KSO3 ist falsch, es muss K2SO3 heißen, dann ist es Kaliumsufit

Al(NO3)4 ist ebenfalls falsch, es muss Al(NO3)3 heißen, dann ist es Aluminiumnitrat

BaSO4 = Bariumsulfat

Mg2(PO4)3 ist wieder falsch, es muss Mg3(PO4)2 heißen, dann ist es Magnesiumphosphat.

Ein paar Faustregeln zur Oxidationszahl (OZ)

Die Oxidationszahl von Elementen ist immer 0.

In Verbindungen ist die Oxidationszahl von Wasserstoff stets +I Ausnahme Hydride (-I). Die Oxidationszahl der ersten beiden Gruppen des Perionensystems ist +I für die Alkali- und +II für die Erdalkalimetalle. Für die übrigen Elemente ab der dritten Periode gilt: Die höchstmögliche (aber nicht immer stabile) positive Oxidationszahl ist gleich der Nummer der jeweiligen Gruppe. In der zweiten Periode gilt: Sauerstoff hat in seinen Verbindungen überwiegend die Oxidationszahl -II (Ausnahmen: Peroxide, Hyperoxide und Ozonide), Fluor stets -I. 

Die Ladungszahl zusammengesetzter Ionen lässt sich aus dem Summieren der Oxidationszahl der beteiligten Elemente berechnen. Setzt man Kationen und Anionen zu Salzen, Säuren, Basen zusammen, so muss darauf geachtet werden, dass sich positive und negative Ladungen ausgleichen.

zu den Namen: Man kann die Oxidationszahl des Oxidationszahl des namensgebenden Anions ans Ende setzen:

Beipspiel:

Na2SO3 = Natriumsulfat-IV;  Na2SO4 = Natriumsulfat-VI

Diese zwar von der IUPAC empfohlene und gut gemeinte Nomenklatur hat den Nachteil, zu Verwechselungen zu führen Na2SO3 ist ein heftiges Umweltgift, Na2SO4 in wässeriger Lösung recht harmlos.

Deshalb benutzt man auch heute noch die etablierte Nomenklatur mit den Endungen -it für die sauerstoffarme Verbindung und -at für die sauerstoffreiche Verbindung: Ist eine Verbindung darüber hinaus noch sauerstoffärmer oder reicher, bekommt es die Vorsilben hypo- oder per. Anionen in binären Verbindungen haben die Endung -id.

Beispiele:

KCl = Kaliumchlorid;  KClO = Kaliumhypochlorit; KClO2 = Kaliumchlorit; KClO3 = Kaliumchlorat und KClO4 = Kaliumperchlorat.

Die Vorsibe "per" ist nicht ganz eindeutig; ist mit der Endung -at schon die höchstmögliche Oxidationszahl der Zentralatoms des Anions erreicht, so bezeichnet die Vorsilbe eine -O-O- Bindung. Beispiel:

K2SO4 = Kaliumsulfat (OZ von S = 6)

K2SO5 = Kaliumpersulfat (OZ von S = 6, aber von zwei O-Atome je -I)

Im Laborgebrauch wird Persulfat auch häufig etwas schludrig für Peroxidisulfate verwendet, zum Beispiel (NH4)2S2O8 = Ammoniumper(oxidi)sulfat. Die Fachsprache des Chemikers ist über Jahrhunderte gewachsen und wie jede lebendige Sprache hat sie ihre "unregelmäßigen Verben" und die sind leider die Häufigsten.

Dies ist nur ein Anriss mit vielen Ausnahmen und Vereinfachungen!

Man arbeitet da nicht mit oxidationszahlen du arbeitest mit den valenzelektronen und somit guckst du in welcher Hauptgruppe stehen die stoffe... Nehmen wir als Beispiel KSO3 du hast Kalium das ist ein wertig, da es in der ersten Hauptgruppe steht und du hast SO3, dies kommt von Schwefligersäure H2SO3 hieran erkennst du das SO3 zweiwertig ist, da es sich mit H2 ausgleichen muss. Somit weißt du K= ein wertig SO3 = zwei wertig dies kannst du nicht zusammenfügen, da du dann eine negative Ladung zu viel hast somit hast du die Formel : K2SO3 ich hoffe es ist richtig ;) müsste aber... Hoffe ich konnte dir weiterhelfen.
mfg Kerilia

Dem kann ich mich nur anschließen.

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