Oxidatiegetal versus formele lading van een gebonden atoom

Oxidatiegetal versus formele lading van een gebonden atoom Zowel het oxidatiegetal als de formele lading van een atoom geven aan over hoeveel elektronen een atoom meer of minder beschikt dan in de ongebonden toestand. Het verschil tussen beiden is dat er bij het toekennen van het oxidatiegetal aan een atoom rekening wordt gehouden met de elektronegatieve waarde van de betrokken atomen.

Het oxidatiegetal

Dit getal wordt ook de oxidatietrap genoemd. De waarde van het oxidatiegetal wordt aangeven door een Romeins cijfer, voorafgegaan door het gepast teken. Het oxidatiegetal van een atoom is het getal dat weergeeft over hoeveel elektronen een atoom meer (negatieve oxidatietrap) of minder (positieve oxidatietrap) beschikt dan in ongebonden toestand rekening houdend met de elektronegatieve waarde van een atoom. De elektronegatieve waarde is de waarde die aangeeft hoe sterk een atoom in een binding aan de bindende elektronen trekt. Om te beslissen over hoeveel elektronen een bepaald atoom te beschikking heeft na binding, worden volgende regels toegepast:
  • De vrije elektronenparen, de niet bindende elektronenparen dus, horen bij het betrokken atoom.
  • De bindende elektronen worden toegekend aan het atoom met de hoogste elektronegatieve waarde.
  • De bindende elektronen tussen twee atomen met dezelfde elektronegatieve waarde worden gelijk verdeeld over beide atomen.

Voorbeelden

Oxidatiegetallen bij waterstofperoxide (H2O2)

Zuurstof heeft een hogere elektronegatieve waarde dan waterstof. De zuurstofatomen zuigen de bindingselektronen dus naar zich toe. Het bindingselektronenpaar tussen beide zuurstofatomen worden gelijk over beide zuurstofatomen verdeeld, elk zuurstofatoom krijgt er ééntje van.

atoomaantal valentie-elektronenaantal elektronen in de bindingoxidatiegetal
H10+I
O67-I

Oxidatiegetallen bij zwavelzuur (H2SO4)

Zwavel heeft een lagere elektronegatieve waarde dan zuurstof. De bindingselektronen rond zwavel worden dus volledig aangezogen door de bindende zuurstofatomen. Ook het waterstofatoom verliest de bindingselektronen bijna volledig aan zuurstof.
atoomaantal valentie-elektronenaantal elektronen in de bindingoxidatiegetal
H10+I
S60+VI
O68-II

Oxidatiegetallen bij nitraation (NO3-)

Stikstof heeft een lagere elektronegatieve waarde dan zuurstof. Zuurstof zuigt de bindingselektronen dus voor meer dan 50% naar zich toe.
atoomaantal valentie-elektronenaantal elektronen in de bindingoxidatiegetal
N50+V
O68-II

De formele lading

De formele lading van een atoom is het getal dat weergeeft over hoeveel elektronen een atoom meer (negatieve lading) of minder (positieve lading) beschikt dan in ongebonden toestand zonder dat er hierbij rekening wordt gehouden met de neiging van atomen om elektronen naar zich toe te trekken.Om te beslissen hoeveel elektronen een bepaald atoom te beschikking heeft na binding worden volgende regels toegepast:
  • De vrije elektronenparen, de niet bindende elektronenparen dus, horen bij het betrokken atoom.
  • De bindende elektronen worden gelijk verdeeld over de betrokken atomen.

Voorbeelden

Formele ladingen bij waterstofperoxide

atoomaantal valentie-elektronenaantal elektronen in de bindingformele lading
H110
O660

Formele ladingen bij zwavelzuur

atoomaantal valentie-elektronenaantal elektronen in de bindingformele lading
H110
S64+2
O gebonden aan S en H660
O alleen gebonden aan S67-1

Formele ladingen bij nitraation

atoomaantal valentie-elektronenaantal elektronen in de bindingformele lading
N54+1
O enkelvoudig gebonden67-1
O dubbel gebonden660


Lading van een stof

Neutrale moleculen hebben geen lading en ionen hebben een positieve of negatieve lading. Voor neutrale moleculen is zowel de som van de oxidatietrappen als de som van de formele ladingen van de samenstellende atomen gelijk aan nu. Voor ionen zijn de sommen van beide getallen gelijk aan de lading van het ion.
stofladingsom oxidatiegetallensom formele ladingen
H2O2 02(+I)+2.(-I) = 04.0 = 0
H2SO4 02.(+I)+VI+4.(-II) = 04.0 + 2.(-1)+2 = 0
NO3- -13.(-II)+V = -12.(-1)+1+0 = -1
© 2020 - 2021 Guust2016, het auteursrecht van dit artikel ligt bij de infoteur. Zonder toestemming is vermenigvuldiging verboden. Per 2021 gaat InfoNu verder als archief, daardoor is de inhoud van artikelen mogelijk niet op alle punten actueel.
Gerelateerde artikelen
Wat als meerdere Lewisstructuurformules mogelijk zijn?Wat als meerdere Lewisstructuurformules mogelijk zijn?Alhoewel er een duidelijk stappenplan is om een Lewisstructuurformule op stellen, gebeurt het soms dat er voor een bepaa…
Scheikunde: MolecuulbouwHoe is een molecuul nou eigenlijk opgebouwd? Veel moleculen lijken op elkaar, maar zijn toch niet helemaal hetzelfde. Ve…
Redoxvergelijkingen opstellen vanaf nulRedoxvergelijkingen opstellen vanaf nulAls je een redoxreactie uitvoert, kan je op basis van de waarnemingen meestal wel de eindproducten afleiden. Vervolgens…
Soorten covalente bindingen (atoombindingen)Soorten covalente bindingen (atoombindingen)Niet-metalen binden onderling via covalente bindingen, ook atoombindingen genoemd. Atomen gaan bindingen aan omdat ze st…

Sterisch getal, hybridisatie en moleculaire geometrieSterisch getal, hybridisatie en moleculaire geometrieEen Lewisstructuurformule vertelt ons hoe de samenstellende atomen van een molecule onderling met elkaar zijn gebonden e…
Kolomchromatografie versus dunnelaagchromatografieKolomchromatografie versus dunnelaagchromatografieChromatografie is een scheidingstechniek gebaseerd op een opdeling van stoffen over twee niet-mengbare fasen. Deze twee…
Bronnen en referenties
  • Fundamentele begrippen van algemene chemie, K. Bruggemans en Y. Herzog
Guust2016 (74 artikelen)
Laatste update: 21-10-2020
Rubriek: Wetenschap
Subrubriek: Scheikunde
Bronnen en referenties: 1
Per 2021 gaat InfoNu verder als archief en worden artikelen grotendeels niet meer geactualiseerd, daardoor is de inhoud van artikelen mogelijk niet op alle punten actueel. De mogelijkheid om te reageren is tevens uitgeschakeld.
Schrijf mee!