Hapetusluku

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun

Hapetusluku eli hapetusaste on luku, joka kuvaa jossakin määrin atomin luovuttamaa tai vastaanottamaa elektronijakaumaa. Hapetusluku on kuvitteellinen varaus, jonka atomi saa, jos kunkin sidoksen elektronit annetaan sille atomille, joka vetää niitä enemmän puoleensa. Jos sidoksen atomit ovat samaa alkuainetta, elektronit jaetaan tasan.

Hapetusluku on kemialliseen kirjanpitoon käytettävä käsite, eikä sitä voida mitata suoraan samalla tavalla kuin esimerkiksi massaa tai lämpökapasiteettia. Hapetuslukujen avulla voidaan tarkastella elektronien siirtymistä kemiallisissa reaktiossa. Hapetuslukua käytetään myös yhdisteiden nimeämiseen ja kemiallisten kaavojen kirjoittamiseen. Hapetusluku ilmoitetaan roomalaisin numeroin.

Hapetusluku voi vaikuttaa huomattavasti alkuaineen ominaisuuksiin. Esimerkiksi kromi on hapetusluvulla +III ihmiselle välttämätön hivenaine, mutta hapetusluvulla +VI se on myrkyllinen.

Hapetusluvun laskeminen[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Vesimolekyylissä (H2O) yhteiset sidoselektronit ovat lähempänä happiatomia, koska se on vetyä elektronegatiivisempi. Hapetuslukuja laskettaessa hapella on siis kahdeksan ulkoelektronia. Hapen kuvitteellinen varaus eli hapetusluku on siten −II, sillä neutraalilla hapella on kuusi ulkoelektronia. Molempien ilman elektroneita jäävien vetyatomien hapetusluku on sama kuin protonin varaus eli +I.

Hapetuslukujen laskemisessa ongelmallisia ovat useimmiten siirtymämetallit, jotka voivat esiintyä hyvin monella eri hapetusluvulla yhdisteestä riippuen, mutta niiden hapetusluvut voidaan useimmiten selvittää yhdisteen muiden atomien hapetuslukujen perusteella. Hapetuslukuja ei tarvitse aina laskea suoraan määritelmän pohjalta, vaan voidaan käyttää seuraavia sääntöjä:

  1. Alkuaineessa atomin hapetusluku on 0.
  2. Yksiatomisen ionin hapetusluku on yhtä suuri kuin ionin varaus. Siten alkalimetallien hapetusluku yhdisteissä on lähes aina +I ja maa-alkalimetallien +II.
  3. Neutraalissa molekyylissä kaikkien atomien hapetuslukujen summa on nolla. Ionirakenteisessa molekyylissä atomien hapetuslukujen summa on yhtä suuri kuin ionin varaus.
  4. Joillain atomeilla hapetusluku on aina tai melkein aina sama yhdisteestä riippumatta:
  • Fluorin hapetusluku on yhdisteissä aina −I (koska fluori on elektronegatiivisin alkuaine).
  • Hapen hapetusluku on yhdisteissä yleensä −II.
Peroksideissa, joissa on yksinkertainen happi-happisidos (esimerkiksi H2O2), hapetusluku on −I.
Superoksideissa, joissa on O2-ioni (esimerkiksi KO2), hapetusluku on −1/2.
Otsonideissa (esimerkiksi NaO3) hapen hapetusluku on −1/3.
Kohdan 4 perusteella hapen hapetusluku esimerkiksi yhdisteessä OF2 on +II.
Kohdan 1 perusteella hapetusluku molekyyleissä O2 ja O3 on 0.

Esimerkkejä[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kaliumkarbonaatissa (K2CO3) on kaksi K+-ionia ja yksi CO32−-ioni. Kaliumin hapetusluku karbonaatissa on siten +I. Hapen hapetusluku on −II. Jotta karbonaatti-ionin varaukseksi saadaan −2, hiilen hapetusluvun on oltava +IV, sillä −2 · 3 + 4 = −2.

Magnetiitissa (Fe3O4) raudan keskimääräinen hapetusluku on +8/3, sillä 8/3 · 3 − 2 · 4 = 0. Tämä hapetusluku ei ole kokonaisluku, sillä magnetiitissa on kaavayksikköä kohden yksi Fe2+-ioni ja kaksi Fe3+-ionia.

Koska sinkin hapetusluku on aina +II, voidaan päätellä, että sinkkikloridin kaava on ZnCl2. Jos alkuaineella voi olla useita hapetuslukuja, hapetusluku merkitään yhdisteen nimessä roomalaisin numeroin, esimerkiksi rauta(II)kloridi (FeCl2) ja rauta(III)kloridi (FeCl3).

Hapetuslukujen avulla voidaan tarkastella hapetus-pelkistysreaktioita. Esimerkiksi metaani palaa seuraavasti: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. Reaktiossa vedyn hapetusluku ei muutu. Neljä happiatomia saavat muodollisesti yhteensä 8 elektronia, sillä alussa niiden hapetusluku on nolla ja lopussa −II. Reaktio on elektronien suhteen tasapainossa, koska hiili menettää 8 elektronia (hapetusluku alussa −IV ja lopussa +IV). Reaktiossa hiilen hapetusluku suurenee eli hiili hapettuu. Hapen hapetusluku pienenee eli happi pelkistyy.

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  • Steven S. Zumdahl: Chemistry, s. 165–169. 4. painos. Houghton Mifflin, 1997. ISBN 0-669-41794-7.

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]