Μάθημα : Χημεία Προσανατολισμού - Κεφάλαιο 7

Στα ιόντα μιας ιοντικής ένωσης είναι το πραγματικό φορτίο τους:            

Ανιόν Φθορίου:       F^-:   A.O. =-1     Ανιόν Οξυγόνου    O^2-: A.O.= -2                                                              

Κατιόν νατρίου       Να⁺: Α.Ο.= +1     Κατιόν Αργιλίου      Al³⁺: A.O.= +3                                                                                           

Στα άτομα μιας ομοιοπολικής ένωσης είναι το υποθετικό φορτίο τους αν το ζευγάρι των ηλεκτρονίων κάθε ομοιοπολικού δεσμού θεωρήσουμε ότι ανήκει στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο. 

Υδροχλώριο HCl: Ένας ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ Η και Cl Η : Cl   Το Χλώριο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το Υδρογόνο. Άρα ενώ στην πραγματικότητα τα μοιράζονται θεωρητικά λέμε ότι έχει και τα δυο (ένα του H και ένα του Cl) το Cl. Επομένως το Cl εμφανίζεται με ένα παραπάνω e (Α.Ο.= -1) ενώ το Η με ένα λιγότερο e (A.O. = +1)

ΠΡΟΣΟΧΗ: Στον Α.Ο., όπως και στο φορτίο το + και το – είναι ΣΥΜΒΟΛΑ και όχι απλά πρόσημα, και πρέπει να γράφονται και να διαβάζονται πάντα! Δηλαδή το Να⁺ έχει Α.Ο. +1 (Συν Ένα) και όχι 1 (Ένα)!!

Ο Α.Ο. μπορεί να βρεθεί με τη χρήση ορισμένων κανόνων. Οι περισσότεροι από αυτούς προκύπτουν από την ηλεκτραρνητικότητα των διαφόρων στοιχείων. Τα 3 πιο ηλεκτραρνητικά στοιχεία κατά σειρά είναι τα F > O > N, και ακολουθούν τα υπόλοιπα αλογόνα (Cl > Br >I). Το Η είναι από το λιγότερο ηλεκτραρνητικό αμέταλλο, και ο άνθρακας ελάχιστα πιο ηλεκτραρνητικός από το Η. Τα μέταλλα αντιθέτως χαρακτηρίζονται ως ηλεκτροθετικά καθώς προτιμούν να διώξουν ηλεκτρόνια και τα βρίσκουμε με θετικούς αριθμούς οξείδωσης. Έτσι καταλήγουμε στους παρακάτω κανόνες:

• Στα χημικά στοιχεία (ουσίες που αποτελούνται από ένα άτομο ή άτομα του ίδιου στοιχείου π.χ. Κ, Νe, Li, H₂, O₃) τα άτομα έχουν ΠΑΝΤΑ αριθμό οξείδωσης 0, οποιοδήποτε στοιχείο κι αν είναι αυτό.
• Οι χημικές ενώσεις έχουν συνολικό αριθμό οξείδωσης 0 (εφόσον συνολικά το φορτίο τους είναι ουδέτερο), ενώ τα πολυατομικά ιόντα όπως προαναφέραμε συνoλικό Α.Ο. ίσο με το φορτίο τους. Αυτό μας επιτρέπει να υπολογίζουμε έμμεσα τον Α.Ο. του κάθε ατόμου στις ομάδες αυτές, καθώς για ορισμένα στοιχεία οι Α.Ο. είναι γνωστοί, όπως βλέπουμε στους κανόνες που ακολουθούν.
• Μέταλλα: 1^η κύρια ομάδα – Αλκάλια (Li, K, Na κλπ) πάντα +1 (έχουν 1e στην εξωτερική στοιβάδα και πάντα το διώχνουν για να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου). 2^η κύρια ομάδα – Αλκαλικές Γαίες (Mg, Ca κλπ) πάντα +2 (διώχνουν τα 2e της εξωτερικής στοιβάδας). Στην 3^η κύρια ομάδα (Γαίες) το πιο γνωστό στοιχείο Al έχει +3.
• Φθόριο (F). To πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Αλογόνο (7^η κύρια ομάδα) συνήθως κάνει ένα ομοιοπολικό δεσμό για να συμπληρώσει την εξωτερική στοιβάδα οπότε το ζευγάρι e θεωρείται πάντα δικό του. Άρα πάντα Α.Ο. -1.
• Οξυγόνο (Ο). Το δεύτερο πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, κάνει 2 δεσμούς οπότε έχει σχεδόν πάντα -2. Εκτός φυσικά όταν ενώνεται με το πιο ισχυρό F (ΟF₂) οπότε είναι +2 ή όταν ενώνεται με κάποιο άλλο άτομο Ο όπως π.χ. Η₂Ο₂: Η:Ο:Ο:Η που έχει -1.
• Το Υδρογόνο (Η). Το πιο αδύναμο στοιχείο με 1e μπορεί να κάνει ένα ομοιοπολικό δεσμό και πάντα το χάνει, οπότε το βρίσκουμε με Α.Ο. +1. Αξαιρούνται οι ενώσεις του Η με μέταλλα (υδρίδια) καθώς είναι ιοντικές και τα μέταλλα δίνουν εξολοκλήρου 1e στο Υδρογόνο. Έτσι στα Υδρίδια των μετάλλων (ΝαΗ, CaH₂ κλπ) το Η έχει κατ’ εξαίρεση Α.Ο. -1.

Για τα στοιχεία που δεν περιλαμβάνονται στους παραπάνω κανόνες, βρίσκουμε τον Α.Ο. με την μέθοδο που διδαχθήκαμε στην Α' Λυκείου.

Στις οργανικές ενώσεις, λόγω της μορφής τους τα άτομα C συνήθως έχουν διαφορετικούς Α.Ο. Η εύρεση του Α.Ο. μέσω του Μοριακού Τύπου μας δίνει τον μέσο όρο, και ενώ αριθμητικά δεν δημιουργείται πρόβλημα στη λύση των ασκήσεων, είναι λάθος να πούμε για ένα συγκεκριμένο άνθρακα ότι έχει π.χ. Α.Ο. -8/3.