Oksidiĝa nombro

El Vikipedio

La oksidiĝa nombro de unu atomo ene de kemia ligo estas formale mezura nombro por priskribi la rilatojn de la elektrona denso ĉirkaŭ la atomo. Pozitiva oksidiĝa nombro montras, ke la elektrona denso – kompare al la normala stato – estas malpliigita; la negativa montras la malon.

Enhavo 1 apliko 2 aldono de oksidiĝa nombro 3 difino de la oksidiĝa nombro 4 help-reguloj 5 pli altaj oksidaj ŝtupoj

[redaktu] apliko

La oksidiĝa nombro antaŭhelpas ĉe redoksa reakcio por komprenis la porcesojn. La transiro de elektronoj de unu al alia atomo montras, ke la oksidiĝa nombro de unu (kiu la elektronojn transdonas) altiĝas, dum ĉe la alia (kiu la elektronojn akceptas) malaltiĝas.

[redaktu] aldono de oksidiĝa nombro

Oksidiĝa nombro estas aldonita en la kombinaĵoj per romiaj ciferoj super la atma simbolo (ekz. O ^{− II}). Se la elementa simbolo stars sola, oni ofte aldonas arabajn ciferojn kiel ĉe jonoj.

[redaktu] difino de la oksidiĝa nombro

Oni povas difini la oksidiĝajn nombrojn per la sekvaj reguloj:

1. Atomoj en elementa stato havas la oksidiĝan nombron NULO.
2. Ĉe la jonaj kombinaĵoj, la oksidiĝa nombro de elemento egalas al jona ŝarĝo.
3. La sumo de oksidiĝa nombro de ĉiu atomo en pluratoma kombinaĵo estas NULO.
4. La sumo de oksidiĝa nombro de ĉiu atomo en pluratoma jono egalas al la tutŝarĝo de la jono.
5. Ĉe kovalenta formulitaj kombinaĵoj (t.n. formulo de Lewis), la kombinaĵo formale estas dividita je jonoj. Dabei wird angenommen, dass die an einer Bindung beteiligten Elektronen vom elektronegativeren Atom vollständig übernommen werden.
6. Plimulto de la elementoj aperas en pluraj oksidiĝaj ŝtupoj.

[redaktu] help-reguloj

1. Metalaj atomoj havas ĉiam pozitivan oksidiĝan nombron en kombinaĵoj kaj jonoj, krom fluoratomo (F) , kiu mem ĉiam havas la oksidiĝan nombron -1
2. Hidrogenatomo havas ĝenerale oksidiĝan nombron +1
3. Oksigenatomo havas ĝenerale oksidiĝan nombron -2
4. Halogenatomoj (fluoro, kloro, bromo, jodo) havas ĝenerale oksidiĝan nombron -1, krom oksigeno kaj la halogenatomoj superaj al tiuj en la perioda sistemo.
5. elementara stato: oksidiĝa nombro estas nulo (ekz. I₂, C, O₂, P₄, S₈)
6. jona kombinaĵo: sumo de oksidiĝa nombro egalas al jona ŝarĝo
7. kovalenta kombinaĵo: kombinaĵaj elektronoj estas ĉiam dividitaj al la pli elektronegativa kombinaĵa partnero, egalaj ligpartneroj ricevas po duonon de la ligaj elektronoj ; oksidiĝa nonmbro egalas al la dividita ligelektronoj kompare al la nombro de normala estantaj eksteraj elektronoj.

Reguloj 1,6,7 validas ĉiam,
Regulo 2 nur tiam, se oksigenatomo estas interligita kun „pli elektropozitivaj“ atomoj kiel metaloj (hidrido) aŭ ĝi estas mem direkte ligita.
Regulo 3 validas nur en kombinaĵoj, kie oksigeno estas direkte ligita kun mem aŭ fluoro.

[redaktu] pli altaj oksidaj ŝtupoj

La plej altaj ĝis nun observitaj oksidaj ŝtupoj estas la +8 en OsO₄ kaj -5 en kombinaĵoj kun grupo-13-elementoj (boro kaj galio). La plej granda diferenco ĉe oksidiĝa nombro (10) estas ekzamenita ĉe malpeza transirmetalo kiel Os (Os^2- ĝis Os⁸⁺).