8.3 Oxidationstal

Kernestof på kemi B

Når magnesium brænder, er det let at se, at elektroner flytter, for der dannes ioner. Når methan brænder, dannes der kun molekyler, men alligevel er det en redoxreaktion. For at kunne holde regnskab med elektronerne i molekyler bruger kemikere oxidationstal.

Hvad er et oxidationstal?

I en polær binding ligger det fælles elektronpar tættest på det atom, der har den højeste elektronegativitet, som du lærte i afsnit 3.3. Når man finder oxidationstal, forestiller man sig, at det atom får hele elektronparret. Man regner altså, som om alle bindinger var ionbindinger.

Et atoms oxidationstal er den ladning, atomet ville have, hvis alle fælles elektronpar blev givet til det atom, der trækker mest i dem.

I vand trækker oxygen mest og får derfor begge elektronpar. Atomet ender med 2 elektroner mere, end det selv har, så oxygens oxidationstal er −II. Hvert hydrogenatom har mistet sin ene elektron og får oxidationstallet +I.

Oxidationstal skrives med romertal og fortegn, så de ikke forveksles med rigtige ladninger. De skrives over atomet i formlen.

Figur 1: Oxidationstallene i et molekyle giver tilsammen 0. I en ion giver de tilsammen ionens ladning.

Reglerne

Man behøver ikke tegne elektronpar hver gang, for tre regler er nok til de fleste stoffer.

Regel Eksempel
1. Hydrogen har +I i forbindelser. H i H2O og i HCl
2. Oxygen har −II i forbindelser. O i H2O og i CO2
3. Summen af alle oxidationstal er lig med ladningen. 0 for et molekyle, 2− for SO42−

Regel 3 bruges til at finde det oxidationstal, de to første regler ikke giver. Den giver også oxidationstallet for grundstoffer og for ioner med ét atom:

  • I et grundstof som Fe, H2 eller O2 er alle atomerne ens, og stoffet har ingen ladning, så hvert atom har 0. Regel 1 og 2 gælder kun i forbindelser.
  • En ion med ét atom har samme oxidationstal som sin ladning, så Na+ har +I, og Cl− har −I.
NoteEksempel: svovl i sulfationen

Hvad er oxidationstallet for svovl i SO42−?

Efter regel 3 er summen af oxidationstallene lig med ionens ladning, som er 2−. I beregningen står S for oxidationstallet for svovl, og O står for oxidationstallet for oxygen, som er −II efter regel 2.

\[ \begin{aligned} \mathrm{S} + 4 \cdot \mathrm{O} &= \text{ladning} \\ \mathrm{S} + 4 \cdot (-2) &= -2 \\ \mathrm{S} &= 6 \end{aligned} \]

Konklusion

Svovl har oxidationstallet +VI i sulfationen.

Husk, at oxidationstallet gælder for ét atom. I H2O har hvert hydrogenatom +I, og de to tilsammen giver +2.

VigtigtHydrogenperoxid er en undtagelse

I hydrogenperoxid, H2O2, er de to oxygenatomer bundet til hinanden. Her har hydrogen +I som normalt, og oxygen har derfor kun −I.

Oxidation og reduktion med oxidationstal

Et atom, der afgiver elektroner, får et højere oxidationstal, mens et atom, der optager elektroner, får et lavere.

  • Ved en oxidation stiger oxidationstallet.
  • Ved en reduktion falder oxidationstallet.
Figur 2: Jern kan have oxidationstallene 0, +II og +III.

Nu kan forbrændingen af methan undersøges:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

Atom Før reaktionen Efter reaktionen Det er sket
C −IV i CH4 +IV i CO2 steget 8: oxideret
O 0 i O2 −II i CO2 og H2O faldet 2: reduceret
H +I i CH4 +I i H2O uændret

Carbon er blevet oxideret, og oxygen er blevet reduceret. En forbrænding er altså en redoxreaktion, selv om der ikke dannes ioner.

Oxidationstal giver også en hurtig måde at afgøre, om en reaktion overhovedet er en redoxreaktion, for hvis ingen oxidationstal ændrer sig, er den det ikke. I en syre/base-reaktion flytter der for eksempel en hydron, og alle oxidationstal er de samme før og efter.

Oxidationstal i navne

Romertallet i navne som jern(II)ion og jern(III)oxid, som du har brugt siden afsnit 2.2, er metallets oxidationstal. Mangan(IV)oxid, MnO2, hedder sådan, fordi mangan har oxidationstallet +IV.

NoteKort sagt
  • Oxidationstallet er den ladning, et atom ville have, hvis alle bindinger var ionbindinger.
  • Grundstoffer har 0, hydrogen har +I, og oxygen har −II i forbindelser.
  • Summen af oxidationstallene er 0 i et molekyle og lig med ladningen i en ion.
  • Ved en oxidation stiger oxidationstallet, og ved en reduktion falder det.
  • Ændrer ingen oxidationstal sig, er reaktionen ikke en redoxreaktion.

Prøv selv: Oxidationstal: øv reglerne på en tavle.

Se alle opgaver til emnet “Oxidationstal” (8.3)