Oksidacijsko Stanje

Formalno oksidacijsko stanje je hipotetični naboj, ki bi ga imel atom, če bi bile vse njegove vezi z drugimi atomi 100 % ionske. Oksidacijska stanja so izražena s pozitivnimi ali negativnimi celimi števili ali z ničlo (0).

Naraščanje oksidacijskega stanja med kemijsko reakcijo imenujemo oksidacija, padanje oksidacijskega stanja pa redukcijo. V takšnih reakcijah pride do prenosa elektronov: sprejemanje elektronov je redukcija, oddajanje elektronov pa oksidacija. Elementi imajo oksidacijsko število nič (0).

Definicija oksidacijskega stanja po pravilih IUPAC:

"Oksidacijsko stanje: merilo stopnje oksidacije atoma ali spojine. Oksidacijsko stanje je definirano kot naboj, ki bi ga imel atom, če bi elektrone šteli po naslednjih pravilih: (1) oksidacijsko stanje prostega (nevezanega) elementa je enako nič; (2) oksidacijsko stanje enostavnega (enoatomskega) iona je enako neto naboju tega iona; (3) vodik in kisik imata v večini spojin oksidacijski stanji +1 (vodik) oziroma -2 (kisik); izjeme so kovinski hidridi, na primer LiH, v katerem ima vodik oksidacijsko stanje -1, in peroksidi, na primer H₂O₂, v katerih ima kisik oksidacijsko stanje -1; (4) algebraična vsota oksidacijskih stanj vseh atomov v nevtralni molekuli je enaka nič (0); algebraična vsota nabojev vseh atomov v ionu je enaka naboju iona. Primeri: oksidacijska stanja žvepla v spojinah H₂S, S₈ (elementarno žveplo), SO₂, SO₃ in H₂SO₄ so -2, 0, +4, +6 in +6. Višje oksidacijsko stanje nekega atoma pomeni višjo stopnjo oksidacije, nižje oksidacijsko stanje pa pomeni višjo stopnjo redukcije."

Računanje formalnega oksidacijskega stanja

Oksidacijsko stanje atoma ali spojine lahko izračunamo na dva načina. Prvi način se uporablja za molekule, ki so prikazane z Lewisovo (strukturno) formulo, ki se pogosto uporablja za zapis organskih spojin. Drugi način se uporablja za preproste spojine, ki ne potrebujejo strukturne formule.

Ponovno je treba poudariti, da oksidacijsko stanje atoma ne predstavlja njegovega realnega naboja, kar je še posebno res pri visokih oksidacijskih stanjih. Ionizacijska energija, ki je potrebna za tvorbo multiplega pozitivnega iona je namreč mnogo večja od energije, ki je na razpolago v kemijskih reakcijah. Pripisovanje elektronov posameznim atomom pri računanju oksidacijskega stanja je čisti formalizem, ki pa je zelo uporaben za razumevanje mnogih kemijskih reakcij.

Računanje oksidacijskega stanja iz strukturne formule

Za molekule z znano strukturno formulo lahko oksidacijska stanja atomov izračunamo z računanjem razlike med številom valenčnih elektronov, ki bi jih imel nevtralen atom elementa in številom elektronov, ki mu »pripadajo« v Lewisovi strukturi. Pri računanju oksidacijskega stanja upoštevamo naslednje zakonitosti: (1) vezni elektroni med atomi različnih elementov pripadejo bolj elektronegativnemu atomu, (2) vezne elektrone med dvema enakima atomoma si atoma razdelita in (3) elektroni iz neveznih elektronskih parov pripadajo tistemu elementu, ki jim ima.

Primer: etanojska (ocetna) kislina

V metilni skupini (-CH₃) ima ogljikov atom 6 valenčnih elektronov iz vezi s tremi vodikovimi atomi, ker je bolj elektronegativen od vodika, en elektron pa mu pripada iz elektronskega para vezi C-C. Ogljik ima torej 7 valenčnih elektronov. Nevtralni ogljikov atom bi imel 4 valenčne elektrone, ker je v 4. (oziroma 14.) skupini periodnega sistema elementov. Razlika 4 - 7 = -3 je oksidacijsko stanje tega ogljikovega atoma. Izračun seveda sloni na predpostavki, da so vse vezi 100 % ionske, kar seveda ni res. Ogljikov »ion« bi tem primeru zapisali kot C^3-.

Če na enak način izračunamo oskidacijsko stanje ogljikovega atoma v karboksilni skupini (-COOH), dobimo rezultat +3, ker mu pripada en elektron iz vezi C-C, ostali vezni elektroni pa pripadejo bolj elektronegativnemu kisiku. Oba kisikova atoma imata oksidacijsko stanje -2, ker imata po 8 elektronov: 4 iz vezi z ogljikom oziroma ogljikom in vodikom (ker sta bolj elektro negativna) in 4 svoje nevezne elektrone, nevtralni kisik pa bi jih imel 6. Vodik ima oksidacijsko število vedno enako +1, ker so vsi elementi, s katerimi se veže, bolj elektronegativni od njega samega.

Oksidacijska stanja so zelo uporabna pri uravnovešanju redoks reakcij, v katerih mora biti število prejetih in oddanih elektronov enako. Če vzamemo za primer oksidacijo etanala (acetaldehida) s Tollensovim reagentom v etanojsko (ocetno) kislino, vidimo, da je karbonilni C atom spremenil svoje oksidacijsko stanje iz +1 v +3 (oksidacija). Na ta račun sta se dva atoma Ag reducirala iz Ag⁺ v Ag⁰:

Računanje brez strukturne formule

Algebaična vsota oksidacijskih stanj vseh atomov v nevtralni molekuli mora biti enaka nič, algebraična vsota oksidacijskih stanj v ionu pa mora biti enaka naboju iona. To dejstvo in dejstvo, da imajo nekateri elementi skoraj vedno določena oksidacijska stanja, omogočajo enostaven izračun oksidacijskih stanj atomov v enostavnih spojinah. Za izračunavanje upoštevamo naslednjih nekaj pravil:

Fluor ima v vseh spojinah oksidacijsko stanje -1, ker je najbolj elektronegativen od vseh reaktivnih elementov.
Vodik ima oksidacijsko stanje +1, razen v spojinah z bolj elektropozitivnimi elementi, na primer natrijem, aluminijem in borom v spojinah kot so NaH, NaBH₄, LiAlH₄ (hidridi), v katerih ima oksidacijsko stanje -1.
Kisik ima oksidacijsko stanje -2, razen v peroksidih (-1), superoksidih (-½), ozonidih (-⅓) in kisikovih fluoridih OF₂ in difluoridid O₂F₄ (+1).
Alkalijske kovine iz prve skupine periodnega sistema elementov imajo v vseh spojinah, razen v alkalidih, oksidacijsko stanje +1.
Kovine iz druge skupine periodnega sistema elementov imajo v (skoraj) vseh spojinah oksidacijsko stanje +2.
Halogeni elementi, razen fluora, imajo oksidacijsko stanje -1. Izjema so spojine s kisikom, dušikom in drugimi halogenimi elementi.

Primer: v spojini Cr(OH)₃ ima kisik oksidacijsko stanje -2 (v spojini ni niti fluora niti vezi O-O), vodik pa +1 (vezan na elektronegativni kisik). Tri hidroksidne skupine imajo skupaj naboj 3x(-2+1) = -3, torej ima krom oksdacijsko stanje +3.

Elementi z več oksidacijskimi stanji

Večina elementov ima več kot eno oksidacijsko stanje. Ogljik ima devet oksidacijskih stanj:

1. –4: CH₄

2. –3: C₂H₆

3. –2: CH₃F

4. –1: C₂H₂

5. 0: CH₂F₂

6. +1: C₂H₂F₄

7. +2: CHF₃

8. +3: C₂F₆

9. +4: CF₄

Kisik ima osem oksidacijskih stanj:

1. -2: v večini oksidov, na primer ZnO, CO₂, H₂O

2. -1: v vseh peroksidih

3. -½: v superoksidih, na primer v KO₂

4. -⅓: v ozonidih, na primer RbO₃

5. 0: O₂

6. +½: kot dioksigenil, na primer v O₂⁺[AsF₆]^-

7. +1: O₂F₂

8. +2: OF₂

Ulomljena oksidacijska stanja

Formalna oksidacijska stanja atomov v Lewisovi zgradbi bi morala biti vedno cela števila. Osidacijska stanja se kljub temu pogosto izražajo z ulomki, ki predstavljajo povprečno oksidacijsko stanje atomov in drugih struktur. Primer: v KO₂ ima kisik povprečno oksidacijsko stanje -½, ker ima en kisikov atom stanje 0, drugi pa -1. V nekaterih primerih sta zaradi resonance oba atoma lahko enakovredna. V takih primerih enostavna Lewisova strukturna formula ni uporabna, ker je za tak prikaz potrebnih več struktur.

Oksidacijsko število

Izraza osidacijsko stanje in oksidacijsko število sta pogosto zamenjljiva, če pa smo zelo natančni, se oksidacijsko število uporablja v kemiji kompleksnih (koordinacijskih) spojin in ima rahlo drugačen pomen. V kemiji kompleksov so namreč pravila za štetje elektronov drugačna: vsak elektron pripada ligandu skladno z njegovo elektronegativnostjo. Oksidacijska števila so običajno zapisana z rimskimi številkami, medtem ko so oksidacijska stanja zapisana z arabskimi številkami.

Seznam oksidacijskih stanj elementov

To je seznam znanih oksidacijskih stanje elementov, brez ulomljenih oksidacijskih stanj. Najpogostejše stanje je zapisano poudarjeno. Tabela temelji na Greenwood in Earnshaw, z dodanimi komentarji. Vsak element obstaja v oksidacijskem stanju 0, medtem ko je čisti neioniziran element v katerikoli fazi. Stolpec oksidacijskega stanja 0 prikazuje le elemente za katere je znano da v spojinah obstajajo v oksidacijskem stanju 0.

Žlahtni plin

+1 Poudarjene vrednosti so glavna oksidacijska stanja

Wiki Slovenščinap p Wiki Slovenščinau Oksidacijska stanja elementov
Element			Negativna stanja						Pozitivna stanja									Skupina	Opombe
Element			−5	−4	−3	−2	−1	0	+1	+2	+3	+4	+5	+6	+7	+8	+9	Skupina	Opombe
Z
1	vodik	H					−1 !−1		1 !+1									1
2	helij	He																18
3	litij	Li							1 !+1									1
4	berilij	Be						0	+1	2 !+2								2
5	bor	B	−5				−1	0	+1	+2	3 !+3							13
6	ogljik	C		−4 !−4	−3 !−3	−2 !−2	−1 !−1	0 !0	1 !+1	2 !+2	3 !+3	4 !+4						14
7	dušik	N			−3 !−3	−2	−1		+1	+2	3 !+3	+4	5 !+5					15
8	kisik	O				−2 !−2	−1	0	+1	+2								16
9	fluor	F					−1 !−1											17
10	neon	Ne																18
11	natrij	Na					−1		1 !+1									1
12	magnezij	Mg							+1	2 !+2								2
13	aluminij	Al				−2	−1		+1	+2	3 !+3							13
14	silicij	Si		−4 !−4	−3	−2	−1	0	+1	+2	+3	4 !+4						14
15	fosfor	P			−3 !−3	−2	−1	0	+1	+2	3 !+3	+4	5 !+5					15
16	žveplo	S				−2 !−2	−1	0	+1	2 !+2	+3	4 !+4	+5	6 !+6				16
17	klor	Cl					−1 !−1		1 !+1	+2	3 !+3	+4	5 !+5	+6	7 !+7			17
18	argon	Ar						0 !0										18
19	kalij	K					−1		1 !+1									1
20	kalcij	Ca							+1	2 !+2								2
21	skandij	Sc						0	+1	+2	3 !+3							3
22	titan	Ti				−2	−1	0	+1	+2	+3	4 !+4						4
23	vanadij	V			−3		−1	0	+1	+2	+3	+4	5 !+5					5
24	krom	Cr		−4		−2	−1	0	+1	+2	3 !+3	+4	+5	6 !+6				6
25	mangan	Mn			−3	−2	−1	0	+1	2 !+2	+3	4 !+4	+5	+6	7 !+7			7
26	železo	Fe		−4		−2	−1	0	+1	2 !+2	3 !+3	+4	+5	6 !+6	+7			8
27	kobalt	Co			−3		−1	0	+1	2 !+2	3 !+3	+4	+5					9
28	nikelj	Ni				−2	−1	0	+1	2 !+2	+3	+4						10
29	baker	Cu				−2		0	1 !+1	2 !+2	+3	+4						11
30	cink	Zn				−2		0	+1	2 !+2								12
31	galij	Ga	−5	−4	−3	−2	−1		+1	+2	3 !+3							13
32	germanij	Ge		−4 !−4	−3	−2	−1	0	+1	2 !+2	+3	4 !+4						14
33	arzen	As			−3 !−3	−2	−1	0	+1	+2	3 !+3	+4	5 !+5					15
34	selen	Se				−2 !−2	−1		+1	2 !+2	+3	4 !+4	+5	6 !+6				16
35	brom	Br					−1 !−1		1 !+1		3 !+3	+4	5 !+5		+7			17
36	kripton	Kr						0 !0	+1	+2								18
37	rubidij	Rb					−1		1 !+1									1
38	stroncij	Sr							+1	2 !+2								2
39	itrij	Y						0	+1	+2	3 !+3							3
40	cirkonij	Zr				−2		0	+1	+2	+3	4 !+4						4
41	niobij	Nb			−3		−1	0	+1	+2	+3	+4	5 !+5					5
42	molibden	Mo		−4		−2	−1	0	+1	+2	+3	4 !+4	+5	6 !+6				6
43	tehnecij	Tc			−3		−1	0	+1	+2	+3	4 !+4	+5	+6	7 !+7			7
44	rutenij	Ru		−4		−2		0	+1	+2	3 !+3	4 !+4	+5	+6	+7	+8		8
45	rodij	Rh			−3		−1	0	+1	+2	3 !+3	+4	+5	+6				9
46	paladij	Pd						0 !0	+1	2 !+2	+3	4 !+4						10
47	srebro	Ag				−2	−1		1 !+1	+2	+3							11
48	kadmij	Cd				−2			+1	2 !+2								12
49	indij	In	−5			−2	−1		+1	+2	3 !+3							13
50	kositer	Sn		−4 !−4	−3	−2	−1	0	+1	2 !+2	+3	4 !+4						14
51	antimon	Sb			−3 !−3	−2	−1	0	+1	+2	3 !+3	+4	5 !+5					15
52	telur	Te				−2 !−2	−1		+1	2 !+2	+3	4 !+4	+5	6 !+6				16
53	jod	I					−1 !−1		1 !+1		3 !+3	+4	5 !+5	+6	7 !+7			17
54	ksenon	Xe						0 !0	+1	+2		+4		+6		+8		18
55	cezij	Cs					−1		1 !+1									1
56	barij	Ba							+1	2 !+2								2
57	lantan	La						0	+1	+2	3 !+3							n/a
58	cerij	Ce								+2	3 !+3	4 !+4						n/a
59	prazeodim	Pr						0	+1	+2	3 !+3	+4	+5					n/a
60	neodim	Nd						0		+2	3 !+3	+4						n/a
61	prometij	Pm								+2	3 !+3							n/a
62	samarij	Sm						0		+2	3 !+3							n/a
63	evropij	Eu						0		2 !+2	3 !+3							n/a
64	gadolinij	Gd						0	+1	+2	3 !+3							n/a
65	terbij	Tb						0	+1	+2	3 !+3	+4						n/a
66	disprozij	Dy						0		+2	3 !+3	+4						n/a
67	holmij	Ho						0		+2	3 !+3							n/a
68	erbij	Er						0		+2	3 !+3							n/a
69	tulij	Tm						0		+2	3 !+3							n/a
70	iterbij	Yb						0		+2	3 !+3							n/a
71	lutecij	Lu						0		+2	3 !+3							3
72	hafnij	Hf				−2		0	+1	+2	+3	4 !+4						4
73	tantal	Ta			−3		−1	0	+1	+2	+3	+4	5 !+5					5
74	volfram	W		−4		−2	−1	0	+1	+2	+3	4 !+4	+5	6 !+6				6
75	renij	Re			−3		−1	0	+1	+2	+3	4 !+4	+5	+6	+7			7
76	osmij	Os		−4		−2	−1	0	+1	+2	+3	4 !+4	+5	+6	+7	+8		8
77	iridij	Ir			−3		−1	0	+1	+2	3 !+3	4 !+4	+5	+6	+7	+8	+9	9
78	platina	Pt			−3	−2	−1	0	+1	2 !+2	+3	4 !+4	+5	+6				10
79	zlato	Au			−3	−2	−1	0	1 !+1	+2	3 !+3		+5					11
80	živo srebro	Hg				−2			1 !+1	2 !+2								12
81	talij	Tl	−5			−2	−1		1 !+1	+2	3 !+3							13
82	svinec	Pb		−4		−2	−1		+1	2 !+2	+3	4 !+4						14
83	bizmut	Bi			−3	−2	−1		+1	+2	3 !+3	+4	+5					15
84	polonij	Po				−2 !−2				2 !+2		4 !+4	+5	+6				16
85	astat	At					−1 !−1		1 !+1		+3		+5		+7			17
86	radon	Rn								2 !+2				+6				18
87	francij	Fr							1 !+1									1
88	radij	Ra								2 !+2								2
89	aktinij	Ac									3 !+3							n/a
90	torij	Th							+1	+2	+3	4 !+4						n/a
91	protaktinij	Pa									+3	+4	5 !+5					n/a
92	uran	U							+1	+2	+3	4 !+4	+5	6 !+6				n/a
93	neptunij	Np								+2	+3	+4	5 !+5	+6	+7			n/a
94	plutonij	Pu								+2	+3	4 !+4	+5	+6	+7	+8		n/a
95	americij	Am								+2	3 !+3	+4	+5	+6	+7			n/a
96	kirij	Cm									3 !+3	+4	+5	+6				n/a
97	berkelij	Bk								+2	3 !+3	+4	+5					n/a
98	kalifornij	Cf								+2	3 !+3	+4	+5					n/a
99	ajnštajnij	Es								+2	3 !+3	+4						n/a
100	fermij	Fm								+2	3 !+3							n/a
101	mendelevij	Md								+2	3 !+3							n/a
102	nobelij	No								2 !+2	+3							n/a
103	lavrencij	Lr									3 !+3							3
104	raderfordij	Rf										4 !+4						4
105	dubnij	Db											5 !+5					5
106	siborgij	Sg						0						6 !+6				6
107	borij	Bh													7 !+7			7
108	hasij	Hs														8 !+8		8
109	majtnerij	Mt																9
110	darmštatij	Ds																10
111	rentgenij	Rg																11
112	kopernicij	Cn								2 !+2								12
113	nihonij	Nh																13
114	flerovij	Fl																14
115	moskovij	Mc																15
116	livermorij	Lv																16
117	tenes	Ts																17
118	oganeson	Og																18

Zgodovina

Koncept oksidacijskih stanj, kot ga poznamo danes, je vpeljal W.M. Latimer leta 1938. Oksidacijo kot tako je prvi študiral Antoine Lavoisier (1743–1794), ki je nanjo gledal kot na reakcijo elementov s kisikom in je bil prepričan, da kemijske vezi v vseh soleh temeljijo na kisiku.

Viri

Brady, J.E., Holum, J.R.,Chemistry, John Wiley & Sons, 1993, ISBN 0-471-59979-4
Filipović I., Lipanović, S.: Opća i anorganska kemija, Školska knjiga, 1973.

Sklici

This article uses material from the Wikipedia Slovenščina article Oksidacijsko stanje, which is released under the Creative Commons Attribution-ShareAlike 3.0 license ("CC BY-SA 3.0"); additional terms may apply (view authors). Vsebina je na voljo pod licenco CC BY-SA 4.0, razen če je navedeno drugače. Images, videos and audio are available under their respective licenses.
®Wikipedia is a registered trademark of the Wiki Foundation, Inc. Wiki Slovenščina (DUHOCTRUNGQUOC.VN) is an independent company and has no affiliation with Wiki Foundation.