Oxidazio-egoera

Wikipedia, Entziklopedia askea
Oxidazio egoeraren aldaketa ulertzeko bideoa.
Jakindun logoa.png
Bideo hau Jakindun elkarteak egin du. Gehiago dituzu eskuragarri euren gunean. Bideoak dituzten artikulu guztiak ikus ditzakezu hemen.

Kimikan, oxidazio-egoera konposatu bateko atomo baten oxidazio-mailaren adierazle bat da.[1] Oxidazio-egoera formala da atomo batek edukiko lukeen karga hipotetikoa elementu guztietako atomoen loturak %100 ionikoak balira. Oxidazio-egoerak zenbaki arabiarren bidez adierazten dira eta positiboak, negatiboak edo zero izan daitezke.

Atomo baten oxidazio-egoera handitzen denean, atomoa oxidatu egin dela esan ohi da; oxidazio-egoera txikitu bada, atomoa erreduzitu egin da. Erreakzio hauek elektroien transferentzia eragiten dute: elektroiak irabaztean oxidazioa gertatzen da eta elektroiak galtzean erredukzioa.

Oxidazio-egoera formalen kalkulua[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Atomo batek konposatu batean duen oxidazio-egoera kalkulatzeko bi bide daude. Lehena erabiltzen da molekula batek Lewis egitura duenean, adibidez molekula organiko askotan; bigarrena konposatu sinpleetan erabiltzen da eta ez du Lewis egiturarik behar.

Kontuan izan behar da atomo baten oxidazio-egoerak ez duela atomo horren karga "erreala" ordezkatzen. Izan ere, oxidazio-egoera altuetan ioi positibo anitz bat ekoizteko behar den ionizazio-energia erreakzio kimikoetan eskuragarri dagoen energia baino askoz altuagoa da. Oxidazio-egoera kalkulatzean egiten diren elektroi-esleipenak formalismo hutsa dira, baina oso erabilgarriak dira erreakzio kimiko asko ulertzeko.

Egitura kontuan hartu gabe[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Posible da atomo baten oxidazio-egoera kalkulatzea lege hierarkiko batzuen bidez.[2] Legeen artean kontraesana badago, aurrena dagoena aplikatzen da.

  1. Elementu baten oxidazio-egoera 0 da beti.
  2. Konposatu molekularretan, atomo bakoitzaren oxidazio-egoeren baturak 0 izan behar du. Konposatu ionikoetan, atomo bakoitzaren oxidazio-egoeren baturak ioiaren karga izan behar du.
  3. Konposatuetan, 1. taldeko elementuen oxidazio-egoera +1 da eta 2. taldekoena +2.
  4. Konposatuetan, fluorraren oxidazio-egoera −1 da.
  5. Konposatuetan, hidrogenoaren oxidazio-egoera +1 da.
  6. Konposatuetan, oxigenoaren oxidazio-egoera −2 da.
  7. Konposatu bitarretan, 17. taldeko elementuen oxidazio-egoera −1 da, 16. taldekoena −2, eta 15. taldekoena −3.

Jo dezagun oxigenoaren oxidazio-egoera jakin nahi dugula hainbat substantzietan.

  • Oxigeno molekularra (O2). Elementua da, hortaz lehen legea aplikaturik, oxigenoaren oxidazio egoera 0 da.
  • Ozonoa (O3). Elementua da, hortaz lehen legea aplikaturik, oxigenoaren oxidazio egoera 0 da.
  • Ura (H2O). Konposatu molekularra, bigarren legearen arabera, atomo guztien oxidazio-egoeren baturak 0 eman behar du. Bosgarren legearen arabera hidrogeno atomo bakoitzaren oxidazio-egoera +1 da eta seigarren legearen arabera, oxigenoarena −2. Kasu honetan bosgarren eta seigarren legeen artean ez dago kontraesanik.
  • Hidrogeno peroxidoa (H2O2). Konposatu molekularra. Bosgarren eta seigarren legeen arteko kontraesana konpontzeko bosgarrenari ematen zaio lehentasuna, eta hidrogeno atomo bakoitzaren oxidazio-egoera +1 da. Oxidazio-egoeren baturak 0 izan behar duenez, oraindik premia gehiago duen bigarren legea betetzeko, oxigeno atomo bakoitzaren oxidazio-egoera −1 da.
  • Hidroxido ioia (OH). Bigarren legearen arabera, oxidazio-egoeren baturak ioiaren karga izan behar du, −1. Bosgarren legearen arabera hidrogeno atomoaren oxidazio-egoera +1 da, eta oxigenoarena −2, baturak ioiaren karga emanez.
  • Oxido ferrikoa (Fe2O3). Bigarren legearen arabera, oxidazio-egoeren batura 0 da. Seigarren legearen arabera, oxigenoaren oxidazio-egoera −2 da, orduan, burdin atomo bakoitzarenak +3 izan beharko du.

Ikus, gainera[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Erreferentziak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

  1. (Ingelesez) Oxidation state - IUPAC. .
  2. (Gaztelaniaz) Petrucci, Ralph. (2017). Química general. (11. argitaraldia) Pearson, 85 or. ISBN 978-84-9035-533-6..

Kanpo estekak[aldatu | aldatu iturburu kodea]