Oksidasjonstall

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi

Oksidasjonstall brukes som et hjelpemiddel for å holde orden på overføringen av elektroner i kompliserte redoksreaksjoner. Oksidasjonstallet til et atom defineres som ladningen atomet ville ha hatt hvis alle dets bindinger er fullstendig ioniske dvs. bindingsorbitalene forskjøvet mot det ene atomet. Oksidasjonstallet utrykkes relativt til det fri grunnstoffet som får oksidasjonstall 0. I kjemiske forbindelser får atomært hydrogen oksidasjonstall 0, hydrogenionet oksidasjonstallet +1, ioneformen av oksygen (O2-) blir -2 (unntatt peroksider hvor det blir -1). Molekylært oksygen har oksidasjonstall -4 dvs. fire elektroner må tilføres for å gjøre molekylet ionisk. Enkle ioner som f.eks. K+ får oksidasjonstall som tilsvarer ioneladningen. For elektrisk nøytrale molekyler blir summen av oksidasjonstallene lik 0, og er det et ion blir det lik ionets ladning. Oksidasjonstallet til karbon vil således endre seg avhengig av hvor mange hydrogen og oksygen som er bundet.

[rediger] Oksidasjonstallsregler

• 1. Oksidasjonstallet til et grunnstoff i fri tilstand er null

• 2. Oksidasjonstallet til et ion er lik ioneladningen

• 3. Summen av oksidasjonstallene til atomene i et molekyl er null

• 4. Summen av oksidasjonstallene til atomene i et sammensatt ion er lik ioneladningen

• 5. Oksidasjonstallet til oksygen i kjemiske forbindelser er vanligvis -II. Unntaket er peroksidene, for eksempel hydrogenperoksid (H2O2), der oksidasjonstallet til oksygen er -I

• 6. Oksidasjonstallet til hydrogen i kjemiske forbindelser er vanligvis +I. Unntak er hydridene, for eksempel natriumhydrid (NaH), der oksidasjonstallet til hydrogen er -I

• 7. Oksidasjonstallet til alkalimetallene og jordalkalimetallene i kjemiske forbindelser er henholdsvis +I og +II