Oxidační číslo

Ukázka předání elektronu mezi atomy sodíku Na a fluoridu F za vzniku sloučeniny fluoridu sodného, NaF.

Oxidační číslo (oxidační stav, oxidační stupeň nebo také mocenství) udává počet elektronů investovaných atomem do chemické vazby. Je to elektrický náboj, který by se nacházel na atomu prvku, kdybychom elektrony v každé vazbě, které vycházejí z daného atomu, přidělili atomu s vyšší elektronegativitou.

Oxidační číslo atomu neodpovídá jeho reálnému náboji. Tyto dvě veličiny si odpovídají pouze u vysokých oxidačních čísel, kde je ionizační energie mnohem vyšší než energie chemických reakcí. Přiřazování vazebných elektronů jednotlivým atomům pomocí oxidačního čísla je proto formální, ale je to velmi užitečné pro pochopení mnoha chemických reakcí.

Oxidační čísla mohou nabývat kladných hodnot, záporných hodnot, ale mohou mít i hodnotu nula. Pokud atom elektrony přijímá, je jeho oxidační číslo záporné, pokud je odevzdává, je kladné. Molekula v základním stavu má oxidační číslo rovné nule neboli součet oxidačních čísel atomů v molekule je nula. Kladné hodnoty oxidačního čísla se pohybují v rozmezí od I+ do VIII+. Záporné hodnoty se pohybují v rozmezí od I− až do IV−. Atom jednoho prvku může mít různá oxidační čísla podle toho, v jaké sloučenině se zrovna nachází.

U kladných oxidačních čísel se znaménko psát ani číst nemusí, u záporných oxidačních čísel se znaménko bezpodmínečně píše i čte. Oxidační čísla jednotlivých prvků se nacházejí v periodické soustavě prvků.

Definice oxidačního čísla

Termín oxidace byl poprvé použit Antoinem Lavoisierem při zkoumání reakcí látek s kyslíkem. Mnohem později byl význam rozšířen i na další reakce, kterých se kyslík neúčastnil.

IUPAC (Mezinárodní unie pro čistou a užitou chemii)[1] zveřejnila v roce 2016 Komplexní definici stavu oxidace. Zkrácená definice oxidačního stavu (oxidačního čísla) je:

Oxidační stav atomu je nábojem tohoto atomu po iontové aproximaci jeho heteronukleárních vazeb...

Základním principem této definice je, že pomocí aproximace (přiblížení, odhad) považujeme všechny vazby za iontové. Ve spojení mezi dvěma různými prvky jsou tedy elektrony vazby přiřazeny k tomu, který má vyšší elektronegativitu. Ve vazbě mezi dvěma atomy stejného prvku jsou elektrony rozděleny rovnoměrně.

Pro jednoduchý odhad iontové aproximace lze použít Allenovu stupnici elektronegativity. Elektronegativita je schopnost atomů vázat elektrony chemické vazby. Čím je vyšší, tím má atom větší schopnost vázat elektrony. Naopak atom s nízkou elektronegativitou elektrony raději odevzdává.

Nejnižší elektronegativitu má francium s hodnotou 0,7 a nejvyšší elektronegativitu má fluor s hodnotou 3,98. Fluor má proto ve všech svých sloučeninách oxidační číslo I−.

Tabulka elektronegativity

Atomový poloměr se zmenšuje → Ionizační energie vzrůstá → Elektronegativita vzrůstá →
Skupina123456789101112131415161718
Perioda
1H2.20He3.89
2Li0.98Be1.57B2.04C2.55N3.04O3.44F3.98Ne3.67
3Na0.93Mg1.31Al1.61Si1.90P2.19S2.58Cl3.16Ar3.3
4K0.82Ca1.00Sc1.36Ti1.54V1.63Cr1.66Mn1.55Fe1.83Co1.88Ni1.91Cu1.90Zn1.65Ga1.81Ge2.01As2.18Se2.55Br2.96Kr3.00
5Rb0.82Sr0.99Y1.22Zr1.33Nb1.6Mo2.16Tc1.9Ru2.2Rh2.28Pd2.20Ag1.93Cd1.69In1.78Sn1.96Sb2.05Te2.1I2.66Xe2.6
6Cs0.79Ba0.89*

 

Hf1.3Ta1.5W2.36Re1.9Os2.2Ir2.20Pt2.28Au2.54Hg2.00Tl1.62Pb2.33Bi2.02Po2.0At2.2Rn2.2
7Fr0.7Ra0.9**

 

Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og 
Lanthanoidy*

 

La1.1Ce1.12Pr1.13Nd1.14Pm1.13Sm1.17Eu1.2Gd1.2Tb1.1Dy1.22Ho1.23Er1.24Tm1.25Yb1.1Lu1.27
Aktinoidy**

 

Ac1.1Th1.3Pa1.5U1.38Np1.36Pu1.28Am1.13Cm1.28Bk1.3Cf1.3Es1.3Fm1.3Md1.3No1.3Lr1.3

Výpočty oxidačního čísla

Existují dvě běžně používané metody pro výpočet oxidačního čísla atomu ve sloučenině. První se využívá u sloučenin, které mají Lewisovskou strukturu, jako jsou například organické molekuly. Druhá je použitelná pro jednoduché sloučeniny anorganické i organické.

Výpočet z Lewisovské struktury

Pokud je známa Lewisovská struktura molekuly, lze jednoznačně určit oxidační stav atomů jako rozdíl mezi počtem valenčních elektronů neutrálního atomu a počtem elektronů, které atomu náleží ve vázaném stavu. Pro výpočet oxidačního stavu se předpokládá, že elektrony z vazby mezi dvěma různými prvky patří atomu s vyšší elektronegativitou a elektrony z vazby mezi stejnými atomy se dělí rovným dílem.

Například kyselina octová:

Struktura kyseliny octové

Uhlík z methylové skupiny má šest valenčních elektronů z vazeb k atomům vodíku, protože je více elektronegativní. Další elektron získá z vazby k atomu uhlíku karboxylové skupiny. Celkem mu tedy náleží sedm elektronů. Neutrální atom uhlíku má čtyři elektrony. Rozdíl, 4 − 7 = −3, je oxidační číslo atomu uhlíku.

Výpočet pro jednoduché sloučeniny

Pro jednoduché sloučeniny platí pravidla, která umožňují jednoduše vypočítat oxidační číslo prvku ve sloučenině.

Základní pravidla

  1. Součet oxidačních čísel všech atomů neutrální nebo nabité sloučeniny musí být stejný jako náboj sloučeniny.
  2. Součet oxidačních čísel všech atomů neutrální sloučeniny se rovná 0.
  3. Součet oxidačních čísel všech atomů v iontu se musí rovnat celkovému náboji iontu.
  4. Prvky v elementárním stavu mají vždy oxidační číslo 0, ať už jsou tvořeny atomy nebo molekulami. Například Li, Mg, B, C, O2,P4, S8, I2, Ar.
  5. Fluor má vždy oxidační číslo I−, protože je to prvek s nejvyšší elektronegativitou.
  6. Vodík má běžně oxidační číslo I+. Oxidační číslo I− má pouze ve sloučeninách, kde je vázán k elektropozitivnějšímu prvku (NaH, NaBH4, ...).
  7. Kyslík má oxidační číslo II−. Výjimku tvoří peroxidy (I−), superoxidy (I/II−), ozonidy (I/III−), difluorid kyslíku OF2 (II+) a difluorid dikyslíku O2F2 (I+).
  8. Alkalické kovy mají oxidační číslo I+, výjimku tvoří pouze alkalidy.
  9. Kovy alkalických zemin mají vždy oxidační číslo II+.
  10. Oxidační číslo iontu atomu odpovídá jeho iontovému náboji. V kationtu Cu2+měď oxidační číslo II+, v aniontu Cl má chlor oxidační číslo I−.
  11. V případě organických sloučenin s kovalentními vazbami je sloučenina formálně rozdělena na ionty na základě elektronegativity jednotlivých atomů. Pak se předpokládá, že elektrony zapojené do vazby jsou zcela převzaty více elektronegativním atomem
  12. Většina prvků se může vyskytnout v několika oxidačních číslech.
  13. Nejvyšší možné oxidační číslo prvku odpovídá číslu hlavní nebo vedlejší skupiny v periodické tabulce, kde se prvek nachází.
  14. Vedle fluoru mají oxidační číslo I− také ostatní halogeny, chlor, brom a jód. Jsou výjimky: sloučeniny s kyslíkem (oxidy halogenů) nebo interhalogenní sloučeniny.
  15. Atomy kovů mají v iontových sloučeninách vždy kladné oxidační číslo.

Křížové pravidlo

K tomu, abychom vyjádřili oxidační číslo ve sloučeninách, které mají prvky v různém poměru, nám pomáhá křížové pravidlo. Pomocí tohoto pravidla určíme například oxidační číslo stříbra v Ag2O takto:

  • Víme, že kyslík má oxidační číslo II− a jeho dolní index je 1, tedy Ag2? O1II−
  • Pokud spojíme dolní index Ag s horním indexem O, platí 2=II
  • Pokud spojíme horní index Ag s dolním indexem O, platí ?=1, tedy horní index musí být I
  • Vzorec s oxidačními čísly je tedy Ag2I+ O1II−

Křížové pravidlo je možné použít nejenom u kysličníků, ale i u dalších sloučenin jako jsou soli, hydroxidy, kyseliny atd. Pravidlo se pak uplatňuje nejenom mezi jednotlivými prvky, ale mezi celou kationtovou nebo celou aniontovou skupinou. Jestliže tedy máme fosforečnan vápenatý Ca3(PO4)2, křížové pravidlo se používá mezi vápenatým kationtem a fosforečnanovým aniontem.

Přípony podle oxidačního čísla

V názvech anorganických sloučenin je oxidační číslo daného prvku vyjádřeno příponou. Například v chloridu sodném má atom sodíku oxidační číslo I+ (koncovka -ný), v chloridu železitém má atom železa oxidační číslo III+ (koncovka -itý).

oxidační číslopřípona přídavného jménapřípona podstatného jménapříklad
I+-ný-nanchlorid sodný, chlornan sodný
II+-natý-natansulfid olovnatý, tetrafluoroberyllnatan
III+-itý-itanoxid hlinitý, kyselina boritá, dusitan sodný
IV+-ičitý-ičitankyselina křemičitá, oxid dusičitý, uhličitan draselný
V+-ičný, -ečný-ičnan, -ečnankyselina jodičná, oxid vanadičný, oxid fosforečný, dusičnan amonný
VI+-ový-anoxid sírový, síran vápenatý
VII+-istý-istankyselina chloristá, manganistan draselný
VIII+-ičelý-ičelanoxid osmičelý

Seznam oxidačních čísel prvků

V tabulce jsou uvedena možná oxidační čísla prvků. Pro oxidační čísla jsou použity běžné číslice, přestože nejčastěji jsou oxidační čísla psána pomocí římských číslic. Tučně jsou zapsány hodnoty hlavního oxidačního čísla prvku. Například pro berylium je to +2.

Oxidační čísla prvků
PrvekZáporná oxidační číslaKladná oxidační číslaskupina
−5−4−3−2−10+1+2+3+4+5+6+7+8+9
Z
1vodíkH−1+11
2heliumHe18
3lithiumLi+11
4beryliumBe0+1+22
5bórB−5−10+1+2+313
6uhlíkC−4−3−2−10+1+2+3+414
7dusíkN−3−2−1+1+2+3+4+515
8kyslíkO−2−10+1+216
9fluorF−1017
10neonNe18
11sodíkNa−1+11
12hořčíkMg0+1+22
13hliníkAl−2−1+1+2+313
14křemíkSi−4−3−2−10+1+2+3+414
15fosforP−3−2−10+1+2+3+4+515
16síraS−2−10+1+2+3+4+5+616
17chlorCl−1+1+2+3+4+5+6+717
18argonAr018
19draslíkK−1+11
20vápníkCa0+1+22
21skandiumSc0+1+2+33
22titanTi−2−10+1+2+3+44
23vanadV−3−10+1+2+3+4+55
24chromCr−4−2−10+1+2+3+4+5+66
25manganMn−3−2−10+1+2+3+4+5+6+77
26železoFe−4−2−10+1+2+3+4+5+6+78
27kobaltCo−3−10+1+2+3+4+59
28niklNi−2−10+1+2+3+410
29měďCu−20+1+2+3+411
30zinekZn−20+1+212
31galliumGa−5−4−3−2−1+1+2+313
32germaniumGe−4−3−2−10+1+2+3+414
33arsenAs−3−2−10+1+2+3+4+515
34selenSe−2−1+1+2+3+4+5+616
35bromBr−1+1+3+4+5+717
36kryptonKr0+1+218
37rubidiumRu−1+11
38stronciumSr0+1+22
39yttriumY0+1+2+33
40zirkoniumZr−20+1+2+3+44
41niobNb−3−10+1+2+3+4+55
42molybdenMo−4−2−10+1+2+3+4+5+66
43techneciumTc−3−10+1+2+3+4+5+6+77
44rutheniumRu−4−20+1+2+3+4+5+6+7+88
45rhodiumRh−3−10+1+2+3+4+5+69
46palladiumPd0+1+2+3+410
47stříbroAg−2−1+1+2+311
48kadmiumCd−2+1+212
49indiumIn−5−2−1+1+2+313
50cínSn−4−3−2−10+1+2+3+414
51antimonSb−3−2−10+1+2+3+4+515
52tellurTe−2−1+1+2+3+4+5+616
53jódI−1+1+3+4+5+6+717
54xenonXe0+1+2+4+6+818
55cesiumCs−1+11
56baryumBa0+1+22
57lanthanLa0+1+2+3není k dispozici
58cerCe+2+3+4není k dispozici
59praseodymPr0+1+2+3+4+5není k dispozici
60neodymNd0+2+3+4není k dispozici
61promethiumPm+2+3není k dispozici
62samariumSm0+2+3není k dispozici
63europiumEu0+2+3není k dispozici
64gadoliniumGd0+1+2+3není k dispozici
65terbiumTb0+1+2+3+4není k dispozici
66dysprosiumDy0+2+3+4není k dispozici
67holmiumHo0+2+3není k dispozici
68erbiumEr0+2+3není k dispozici
69thuliumTm0+2+3není k dispozici
70ytterbiumYb0+2+3není k dispozici
71luteciumLu0+2+33
72hafniumHf−20+1+2+3+44
73tantalTa−3−10+1+2+3+4+55
74wolframW−4−2−10+1+2+3+4+5+66
75rheniumRe−3−10+1+2+3+4+5+6+77
76osmiumOs−4−2−10+1+2+3+4+5+6+7+88
77iridiumIr−3−10+1+2+3+4+5+6+7+8+99
78platinaPt−3−2−10+1+2+3+4+5+610
79zlatoAu−3−2−10+1+2+3+511
80rtuťHg−2+1+212
81thalliumTl−5−2−1+1+2+313
82olovoPb−4−2−1+1+2+3+414
83bismutBi−3−2−1+1+2+3+4+515
84poloniumPo−2+2+4+5+616
85astatAt−1+1+3+5+717
86radonRn+2+618
87franciumFr+11
88radiumRa+22
89aktiniumAc+2+3není k dispozici
90thoriumTh+1+2+3+4není k dispozici
91protaktiniumPa+3+4+5není k dispozici
92uranU+1+2+3+4+5+6není k dispozici
93neptuniumNp+2+3+4+5+6+7není k dispozici
94plutoniumPu+2+3+4+5+6+7+8není k dispozici
95americiumAm+2+3+4+5+6+7není k dispozici
96curiumCm+3+4+5+6není k dispozici
97berkeliumBk+2+3+4+5není k dispozici
98kaliforniumCf+2+3+4+5není k dispozici
99einsteiniumEs+2+3+4není k dispozici
100fermiumFm+2+3není k dispozici
101mendeleviumMd+2+3není k dispozici
102nobeliumNo+2+3není k dispozici
103lawrenciumLr+33
104rutherfordiumRf+44
105dubniumDb+55
106seaborgiumSg0+66
107bohriumBh+77
108hassiumHs+88
109meitneriumMt9
110darmstadtiumDs10
111roentgeniumRg11
112koperniciumCn+212
113nihoniumNh13
114fleroviumFl14
115moscoviumMc15
116livermoriumLv16
117tennessinTs17
118oganessonOg18

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Oxidation state na anglické Wikipedii.

Externí odkazy

Média použitá na této stránce

Acetic acid structures4.png
Three representations of the structure of acetic acid: line-angle, ball-stick 3D and Lewis structure. Drawn in ChemDraw by User:Walkerma in October 2005.
NaF.gif
Autor: Wdcf, Licence: CC BY-SA 3.0
Formation of ionic Sodium Fluoride