redokstilstander

Redoksstilstander, også skrevet redokstilstander, er innen kjemi betegnelsen på oksidasjonstallene til atomer i en kjemisk forbindelse. Begrepet beskriver i hvilken grad et atom har mistet eller fått elektroner i forhold til sin elementære tilstand, og brukes for å beskrive elektronoverføring i redoksreaksjoner. Når et stoff oksideres, øker oksidasjonstallet; når det reduseres, synker det.

Reglene for tildeling av oksidasjonstall følger visse prinsipper: i grunnstoffer har oksidasjonstallet verdi 0; i ioner tilsvarer oksidasjonstallet ladningen; fluor har alltid -1; hydrogen har vanligvis +1 (unntatt i metalhydrider); oksygen har vanligvis -2; summen av oksidasjonstall i en nøytral forbindelse er 0, i et ion er den lik ladningen. For metaller i mange tilfeller varierer oksidasjonstallet mellom flere verdier og bestemmer kjemiske egenskaper.

Redoksreaksjoner består av elektronoverføring mellom stoffer og kan beskrives med halvreaksjoner som viser oksidasjon og reduksjon separat. Halvreaksjonene balanseres ofte ved metoden for halverreaksjoner. Standard reduksjonspotensialer (E°) angir hvor sterkt et redokspar vil oksidere eller redusere andre stoffer under standardbetingelser, og brukes til å vurdere spontanitet og beregne balanse likninger.

Viktige eksempler på redokstilstander inkluderer Fe2+/Fe3+, MnO4-/Mn2+ og NAD+/NADH i biologiske systemer. Redoksstilstander har bred betydning i biologi, industri og miljø, og brukes blant annet til å beskrive oksidasjonstilstander i metaller, biosignaler og elektrolytiske prosesser.