Bashkëveprimet redoks

Tek mësimi mbi lidhjet kimike kemi treguar se si për të hyrë në një lidhje kimike atomet shkëmbejnë me njëri-tjetrin elektrone. Disa atome dhurojnë elektronet e tyre që gjenden në shkallët më të larta të fuqisë, ndërsa disa atome pranojnë elektrone për të plotësuar shkallën më të lartë të fuqisë. Në këtë krye do të flasim më me imtësi për dukurinë e shkëmbimit të elektroneve, ndikimin që ajo ka tek ngarkesat elektrike në ngrehinën molekulare dhe mënyrat se si kjo dukuri mund të shfrytëzohet për kryer veprimtari të ndryshme të përditshme e industriale.

Emërtimi redoks (red-oks) është shkurtim i emërtimeve shkencore "reduksion" dhe "oksidim".

Themi që kryhet oksidim kur molekulat humbasin elektrone. Duhet të kuptojmë se molekulat në vetvete nuk zotërojnë elektrone, vetëm atomet që përbëjnë molekulën zotërojnë elektrone. Kështu që kur themi se molekulat humbasin elektrone, në të vërtetë nënkuptojmë që atomet brenda molekulës humbasin elektrone si pasojë e bashkëveprimeve kimike. 

Molekula është një ngrehinë e qëndrueshme atomesh, e cila mbahet e lidhur në sajë të shkëmbimit ose shpërndarjes së elektroneve në mjedisin atomik. Themi që kryhet oksidim kur një ose më shumë atome në molekulë humbasin elektrone. Pra dendësia e elektroneve të tyre ulet dhe për pasojë e gjithë ngrehina molekulare fiton ngarkesë pozitive (δ⁺) në atë kah ku ka më pak elektrone.

Për shembull, marrim molekulën e gazit metan (CH₄), në të cilën atomi i karbonit (C) ka krijuar lidhje të ndërvarur me katër atome hidrogjeni (H). Nëse kësaj molekule i heqim një atom hidrogjeni (duke përftuar CH₃•), bashkë me atomin e hidrogjenit kemi hequr edhe një elektron, të cilin atomi i hidrogjenit e merr me vete, sepse e ka të vetin. Kjo do të thotë që pjesa e mbetur e molekulës ka tani, në tërësinë e vet, një numër më të vogël elektronesh, sepse ka një elektron më pak. Prandaj themi që qendra e molekulës është oksiduar, ngaqë dendësia e elektroneve përreth atomit të karbonit është rralluar. Ky bashkëveprim shënohet kështu:

CH₄​ → CH₃• + H•

Një gjë e ngjashme ndodh kur një molekule i bashkangjitet një atom oksigjeni, si për shembull kur monoksidit të karbonit (CO) i bashkangjitet një atom oksigjen duke dhënë dioksid karboni (CO₂). Duke qenë që oksigjeni ka aftësi të madhe tërheqëse, ai i tërheq gjithë elektronet e atomeve të tjera në molekulë drejt vetes, duke i bërë atomet e tjera që të fitojnë ngarkesë pozitive (δ⁺). Në rastin e dioksidit të karbonit, atomet e oksigjenit tërheqin eletronet e molekulës drejt vetes duke krijuar kështu ngarksë pozitive të pjeshme në qendër të molekulës. Themi që atomi i karbonit oksidohet. Ky bashkëveprim shënohet kështu:

2CO + O2 ​→ 2CO2​

Në thelb oksidimi i molekulës është shprehje e pranisë dhe shpërndarjes së elektroneve në molekulë, ose kur humbasin elektrone, si në rastin e largimit të atomit të hidrogjenit (H), ose kur fitohen elekrone, si në rastin e bashkangjitjes së atomit të oksigjenit (O), ose kur elektroni zhvendoset plotësisht, si për shembull kur një atom brenda molekulës dhuron një elektron nga të vetët.

Ky ndryshim i numrit të elektroneve në molekulë quhet oksidim dhe për pasojë shkakton hapësira brenda ngrehinës molekulare ku ka më shumë ngarkesë pozitive (δ⁺), pra ku rritet aftësia tërhqëse e molekulës.

Themi që kryhet reduksion kur një ose më shumë atome brenda molekulës fitojnë elektrone. Ndryshe nga oksidimi, ku atomet në molekulë humbasin elektrone, reduksioni nënkupton fitimin ose shtimin e elektroneve të reja. Kur themi që molekula është reduktuar, nënkuptojmë që të paktën njëri prej atomeve të molekulës ka fituar një elektron shtesë, që nuk e kishte më parë, e për pasojë ka fituar ngarkesë negative (δ-). Kjo nuk do të thotë që vetë molekula, si një e tërë, kap elektrone të lira, lartë e poshtë, nëpër ajër. Kjo do të thotë që gjatë bashkëveprimeve kimike vërehet një rritje e dendësisë së elektroneve tek atome të caktuara në molekulë.

Për shembull, kur dioksidi i karbonit (CO₂) shndërrohet në metan (CH₄) gjatë disa veprimtarive kimike biologjike, karboni (C) i nënshtrohet reduksionit. Tek dioksidi i karbonit, atomi i karbonit ia huazon elektronet e tij dy atomeve me ngarkesë shumë më të lartë negative të oksigjenit, e për pasojë atomi i karbonit mbetet i paplotësuar, pra ka etje për elektrone, sepse ato anojnë për nga atomet e oksigjenit. Gjatë bashkëveprimit kimik që jep gazin metan (CH₄), atomi i karbonit (C) shkëput lidhjet me atomet e oksigjenit dhe krijon lidhje me katër atome hidrogjeni (H), të cilët kanë ngarkesë shumë më të vogël negative (elektronegativitet) se oksigjeni. Kjo i jep mundësi karbonit që të drejtpeshojë dendësinë dhe shpërndarjen e elektroneve duke i sjellë elektronet më nga vetja.

Ndonëse pas bashkëveprimit kimik e gjithë molekula e dioksidit të karbonit (CO₂) është shndërruar në molekulë metani (CH₄), reduksionit i është nënshtruar vetëm atomi i karbonit, i cili kalon nga një gjendje me ndikim fare të ulët ndaj dysheve të përbashkëta të elektroneve në molekulë (për shkak to atomeve të oksigjenit) në një gjendje me ndikim më të drejtpeshuar (për shkak të atomeve të hidrogjenit). Ky bashkëveprim shënohet kështu:

CO2​+ 4H2​ → CH4​+ 2H2​O

Shpesh herë reduksioni kryhet kur në molekulë shtojmë atomin e hidrogjenit (H) sepse çdo atom hidrogjeni sjell me vete një elektron të gatshëm për të krijuar lidhje kimike. Kur atomet e hidrogjenit lidhen me atome të tjera në molekulë, elektroni që sjellin me vete shton numrin e përgjithshëm të elektroneve tek atomet me të cilët krijon lidhje, gjë që rrit dendësinë e elektroneve përreth atyre atomeve.

Marrim si shembull shndërrimin (reduktimin) e molekulës së açetonit (CH₃COCH₃) në molekulë isopropanoli (CH₃CHOHCH₃). Tek molekula e açetonit, atomi i oksigjenit (O) tërheq nga vetja dendësinë e elektroneve të atomit qendror të karbonit (C), me të cilin ka krijuar lidhje dyshe. Gjatë bashkëveprimit kimik që jep isopropanolin (CH₃CHOHCH₃), atomi i qendror i karbonit lidhet me hidrogjenin e për pasojë fiton një elektron shtesë, ndërkohë që humbet lidhjen dyshe me oksigjenin. Në këtë lidhje të re atomi i karbonit ka një dendësi më të madhe elektronesh rreth vetes e për këtë arsye quhet i reduktuar. Ky bashkëveprim shënohet kështu:

CH3​COCH3​ + 2[H]* → CH3​CHOHCH3

*hidrogjeni shënohet në kllapa katrore 2[H] dhe jo H2​ për shkak se nuk bëhet fjalë për molekulën e gazit hidrogjen (H2), por për dy atome hidrogjeni, të cilat dhurohen prej lëndëve reduktive si për shembull NaBH₄ ose LiAlH₄, të cilat dhurojnë jone të plota hidrogjeni që mund të reduktojnë açetonin.​

Shpesh herë reduksion ndodh edhe kur molekula humbet atome oksigjeni (O), për shkak të fuqisë tërheqëse të këtij atomi. Kur heqim atomin e oksigjenit nga molekula, atomet që ishin lidhur më parë me oksigjenin ushtrojnë sërish ndikim më të madh mbi elektronet e tyre. Për shembull, kur oksidi i hekurit (Fe₂O₃) shndërrohet në hekur metal (Fe), atomet e hekurit reduktohen. Kjo do të thotë se tek molekulat e oksidit të hekurit (Fe₂O₃), dendësia e elektroneve të hekurit bie ndjeshëm për shkak të ndikimit të fuqishëm të oksigjenit. Kur heqim atomet e oksigjenit, dendësia e elektroneve tek atomet e hekurit rritet e për pasojë atomi fiton një gjendje më asnjanëse. Ky bashkëveprim shënohet kështu:

​Fe2​O3​ + 3CO → 2Fe + 3CO2​ 

Në thelb reduksioni është shprehje e shpërndarjes së elektroneve në atome të caktuar brenda molekulës, ose kur fitohen elektrone, si në rastin e bashkangjitjes së atomit të hidrogjenit (H), ose kur humbasin oksigjen (O), ose kur elektroni zhvendoset plotësisht, pra një atom brenda molekulës dhuron një elektron nga të vetët. Në çdo rast ndikimi mbi elektronet i atomeve që mbeten rritet. Vetë ngrehina molekulare në tërësi mund të pësojë ndryshime rrënjësore në pamje dhe veti, por reduksionit i nënshtrohen vetëm atome të caktuara, të cilat fitojnë elektrone. Ky shtim elektronesh drejtpeshon humbjen e elektroneve gjatë oksidimit. Në këtë mënyrë çdo bashkëveprim okdisimi shoqërohet me bashkëveprimin përkatës të reduksionit diku në ngrehinën molekulare.

• Veprimtari jetësore (biologjike) - frymkëmbimi qelizor që ndodh tek gjallesat, një veprimtari gjatë së cilës glukoza oksidohet për të çliruar fuqi në trajtën e molekulave ATP. Tek qelizat e njeriut, glukoza (C₆H₁₂O₆) bashkëvepron me oksigjenin (O₂) dhe jep dioksd karboni (CO₂) dhe ujë (H₂O), si dhe çliron fuqi.

• Oksidimi (djegia) i lëndëve djegëse si për shembull nafta, benzina, druri e qymyri kryhet në praninë e oksigjenit dhe çliron fuqi në trajtën e nxehtësisë dhe dritë. Nafta dhe benzina hyjnë në bashkëveprim me oksigjenin e për pasojë përftohet dioksid karboni (CO₂) dhe ujë. Ky bashkëveprim kimik vë në lëvizje pjesët e motorit të automjetit.

• Gërryerja (korrozioni), si për shembull ndryshkja e hekurit, ku hekuri (Fe) ia lëshon elektronet oksigjenit (O₂) në ujë. Në praninë e oksigjenit dhe lagështirës hekuri oksidohet duke dhënë oksid hekuri (Fe₂O₃). Ndryshkja e hekurit dobëson ngrehinat metalike që mbajnë në këmbë urat ose sipërfaqet metalike të automjeteve.

• Bateritë dhe elektrokimia - Tek bateritë fuqia elektrike përftohet nëpërmjet bashkëveprimive kimike redoks. Tek bateritë litium-jon, jonet e litiumit zhvendosen sa nga një elektrodë tek tjetra, e për pasojë i nënshtrohen oksidimit dhe reduksionit me qëllim ruajtjen dhe çlirimin e fuqisë elektrike.

• Veprimtari industriale - Nxjerrja e metaleve prej gurëve xeherorë (për shembull shkrirja e hekurit ose spastrimi i aluminit) kryhet nëpërmjet bashkëveprimeve redoks.

• Zbardhimi dhe dezinfektimi - Zbardhuesi shtëpiak (hipoklorit natriumi, NaClO) vepron duke oksiduar njollat e duke vrarë bakteret nëpërmjet bashkëveprimeve redoks.

Rallë ndodh në natyrë që elektronet të kalojnë tërësisht nga njëri atom tek tjetri. Shumica dërrmuese e lidhjeve kimike janë trajta të lidhjes së ndërvarur (kovalente), por në shkallë të ndryshme, që do të thotë se ndikimi që atomi dhurues ka mbi elektronin nuk është pothuajse asnjëherë zero. Lidhjet e pastra jonike (ku dhurimi i elektroneve është i plotë) janë shumë të rralla në natyrë. Ato i gjejmë kryesisht tek kripërat e thjeshta, si për shembull kripa e bukës (NaCl). Përkundrazi, shumica e lidhjeve kimike, edhe ato që marrin pjesë në bashkëveprimet redoks, janë shprehje në shkallë të ndryshme të lidhjes së ndërvarur, që do të thotë se elektroni tërhiqet nga të dy atomet njëkohësisht, ndonëse nga njëri shumë më tepër se nga tjetri.

Mirëpo, gjurmimi i lëvizes së elektroneve në bashkëveprimet redoks nga një atom tek tjetri me imtësi të madhe, duke llogaritur çdo vogëlsi, është një vepër tejet e ndërlikuar dhe në parim jo e domosdoshme. Prandaj, për të zgjidhur këtë ngërç, kimistët kanë shpikur menyrën e caktimit të numrave oksidues sipas lëndës. Sipas kësaj mënyre numri i oksidimit i caktohet atomit me aftësi më të madhe tërheqëse (elektronegativitet). Ndërkohë të gjitha lidhjet trajtohen si lidhje të pastra jonike, pra sikur zhvendosja e elektronit është kryer e plotë. Në gjuhën shkencore ky quhet sistemi i numrave oksidues. 

Për shembull, tek molekula e ujit (H₂O), lidhjet oksigjen-hidrogjen janë të llojit të ndërvarur të njëanshme (kovalente-polare), që do të thotë se dyshja e elektroneve lidhëse tërhiqet nga të dy atomet njëkohësisht, por tërheqja e atomit të oksigjenit është më e fuqishme. Mënyra e caktimit të numrit oksidues e thjeshton çështjen duke e marrë për të mirëqenë mendimin se çifti i elektroneve lidhëse nuk tërhiqet nga të dy atomet, por ky hyrë tashmë tërësisht në varësi të atomit të oksigjenit, duke i dhënë atij gjendje oksidimi -2, ndërkohë që gjendja e oksidimit të atomit të oksigjenit bëhet +1. Pra tërhqja që atomi i oksigjenit ushtron mbi çiftin e elektroneve nuk merret paraysh.

Natyrisht që kjo mënyrë nuk paraqet gjendjen e vërtetë të dendësisë së elektroneve në molekulë, por shërben si peshore e thjeshtuar që na ndihmon të mbajmë llogari shkëmbimin e elektroneve gjatë bashkëveprimeve kimike, veçanërisht atyre redoks, ku nevojitet të llogariten lëndët që humbasin elektrone (oksidimi), lëndët që fitojnë elektrone (reduksioni) dhe numri i elektroneve që shkëmbehen.

Kjo mënyrë është e përshtatshme për këtë punë sepse nëse ndjekim rregullat e saj mund të mbërrijmë në përfundime të vërteta, edhe kur vlerat nuk pasqyrojnë domosdoshmërisht vlerat e vërteta (reale) në natyrë. Për shembull, tek molekula e ozonit (O₃) numri i oksidimit të atomit qendror është 0, ndërsa i atomeve anësore është -1. Nga këndvështrimi i lidhjes kimike, këto vlera nuk kanë kuptim, por kur përdoren në llogaritjen e drejtpeshimit të bashkëveprimeve kimike redoks, ato japin përfundime të sakta. Po ashtu edhe numrat thyesorë të gjendjes së oksidimit, si për shembull Fe₃O₄, në të cilën gjendja e oksidimit të hekurit është +8/3, na tregojnë që mënyra me caktim nuk është një dukuri fizike në natyrë por mjet matematikor për llogaritje.

Arsyet pse kimistët përdorin këtë mënyrë për drejtpeshimin e bashkëveprimeve kimike redoks është sepse kjo mënyrë: 

• jep të njëjtat përfundime si për lidhjet jonike, ashtu edhe për lidhjet e ndërvarura (kovalente) e ato të bashkimeve metalike; 

• nxjerr gjithmonë përfundime të parashikueshme, që do të thotë se ato tregojnë me përpikëri kryerjen e bashkëveprimeve kimike redoks; 

• lejon llogaritjen e oksidimit pa qenë nevoja t’i hyjmë mekanikës kuantike.

Në thelb, numri i oksidimit është një lloj lëshimi me përfitim, ku ndonëse heqim dorë nga vlerat e vërteta që gjenden në natyrë, përfitojmë lehtësi në përllogaritje. Duke marrë për të mirëqenë mendimin që të gjitha lidhjet janë jonike, lënda e kimisë përfiton një mjet të fuqishëm të shqyrtimit të shkëmbimit të elektroneve. Vlera e kësaj mënyre nuk është aq tek vërtetësia e vlerave numërore se sa tek aftësia e saj për të shkoqitur lëmshin e pashkoqitshëm të shpërndarjes së elektroneve në molekulë gjatë bashkëveprimeve redoks.

Rregulli 1: Numri i oksidimit të lëndëve themeltare është gjithnjë 0

Shtjellojmë: Lëndët themeltare janë lëndët e renditura tek tabela e Mendelejevit. Ato përbëhen vetëm prej një lloj atomi, që do të thotë se nuk kanë hyrë në asnjë bashkëveprim kimik me atome të tjera e për këtë arsye ato as nuk ka fituar, as nuk kanë humbur elektrone. Gjithashtu elektronet e tyre nuk tërhiqen nga bërthamat e atomeve të tjera, kështu që nuk ka mungesë drejtpeshimi në shpërndarjen e tyre përreth bërthamës së atomit. Prandaj numri i oksidimit të lëndëve themeltare është gjithnjë 0.

Disa shembuj të lëndëve themeltare:

• Na (Metal natrium në gjendje të ngurtë)

• O₂​ (Gaz okisgjen. Ndonëse tek gazi i oksigjenit kemi dy atome të lidhura, ato janë të së njëjtës lëndë O, kështu që nuk kanë ndikim)

• Cl₂​ (Gaz klor)

• Fe (Metal hekur në gjendje të ngurtë)

• S8​ (Sulfur në gjendje të ngurtë, të cilin në natyrë e gjejmë në trajtën e një unaze prej 8 atomesh sulfuri të lidhur me njëri-tjetrin)

• He (Gaz helium, të cilin e gjejmë në natyrë në trajtën e atomeve të vetmuar)

Rregulli 2: Numri i oksidimit të joneve monoatomike është gjithnjë i barabartë me ngarkesën e tyre elektrike.

Shtjellojmë: “Jonet monoatomike” janë jonet e thjeshta prej një atomi të vetëm (Na+, Cl-, Mg2+, etj,). Kur një atom shndërrohet në jon monoatomik, ai ka humbur ose ka fituar një ose dis elektrone. Ngarkesa elektrike e jonit është e barbartë me numrin e elektroneve të fituara (negative) ose të humbura (pozitive). Duke qenë që numri i oksidimit pasqyron pikërisht numrin e këtyre elektroneve, ai është i njëjtë me ngarkesën elektrike të jonit.

Disa shembuj të numrave të oksidimit të joneve monoatomike:

• Numri i oksidimit të natriumit (Na) është +1.

• Numri i oksidimit të klorit (Cl) është −1.

• Numri i oksidimit të manganezit (Mg) është +2.

• Numri i oksidimit të oksigjenit (O) tek monoksidi (O₂) është −2.

Rregulli 3: Tek bashkimet kimike, numri i oksidimit të metaleve të grupit 1 (alkalet: Li, Na, K, Rb, Cs) është gjithnjë +1.

Shtjellojmë: Metalet e grupit 1 kanë nga një elektron bashkëveprues (valent). Ato kanë aftësi të lartë bashkëvepruese dhe e dhurojnë me lehtësi elektronin me qëllim që të arrijnë një gjendje më të qëndrueshme (siç janë për shembull gazet inerte). Kur humbasin një elektron, ato shndërrohen në jone me ngarkesë pozitive +1. Duke qenë që këto metale, tek lidhjet kimike, i gjejmë gjithnjë në trajtë jonesh pozitive (+1), është përcaktuar që numri i tyre i oksidimit është gjithnjë +1.

Shembuj të numrit të oksidimit të metaleve të grupit 1 në lidhje kimike:

• Tek NaCl, Na është +1.

• Tek K₂O, K është +1.

• Tek LiOH, Li është +1.

Rregulli 4: Tek bashkimet kimike, numri i oksidimit të metaleve të grupit 2 (metalet alkaline tokësore: Be, Mg, Ca, Sr, Ba) është gjithnjë +2.

Shtjellojmë: Metalet e grupit të dytë kanë nga dy elektrone bashkëvepruese (valente). Ato kanë aftësi të lartë bashkëvepruese dhe i dhurojnë me lehtësi dy elektronet me qëllim që të arrijnë një gjendje më të qëndrueshme. Kur humbasin një elektron, ato shndërrohen në jone me ngarkesë pozitive +2. Duke qenë që këto metale, tek lidhjet kimike, i gjejmë gjithnjë në trajtë jonesh pozitive (+2), është përcaktuar që numri i tyre i oksidimit është gjithnjë +2.

Shembuj të numrit të oksidimit të metaleve të grupit 1 në lidhje kimike:

• Tek MgCl₂​, Mg është +2.

• Tek CaSO4​, Ca është +2.

• Tek Ba(OH)₂​, Ba është +2.

Rregulli 5: Tek bashkimet kimike, numri i oksidimit të  fluorit (F) është gjithnjë -1.

Shtjellojmë: Fluori është lënda themeltare që ka fuqinë më të madhe për të tërhequr elektronet (elektronegativitet) nga vetja, ndër të gjitha lëndët e sistemit periodik të Mendelejevit. Kjo dukuri e veçantë shfaqet për dy arsye: 

1. e para sepse fluori ka vetëm 2 shkallë fuqie (nivele energjike), që do të thotë se është atom shumë i vogël dhe bërthama ushtron një ndikim më të madh tek elektronet e shkallës më të lartë të fuqisë.

2. e dyta sepse Fluori gjendet në grupin 17 në tabelën e Mendelejevit, që do të thotë se i mungon vetëm një elektron për të mbushur shkallën e dytë të fuqisë, që do të thotë se ka “uri” të madhe për një elektron.

Ndikimi i madh i bërthamës dhe “uria” për vetëm një elektron bëjnë që, tek bashkimet kimike (molekulat), Fluori të ushtrojë gjithnjë tërheqjen më të madhe ndaj elektroneve. Kështu ai arrin të plotësojë shkallën më të lartë të fuqisë duke u shndërruar në jon fluori (Fl-1). Për këtë arsye është përcaktuar që numri i oksidimit të fluorit të jetë gjithnjë -1. Fluori nuk mund të ketë asnjëherë numër oksidimi +1 sepse nuk ka asnjë atom tjetër më të fuqishëm që të tërheqë drejt vetes elektronet dhe ta shndërrojë fluorin në jon me ngarkesë pozitive.

Shembuj të disa bashkimeve kimike të fluorit:

• Tek HF, F është −1.

• Tek CaF₂​, F është −1.

• Tek OF₂,​ F është −1 (edhe pse përgjithësisht numri i oksidimit të oksigjenit është −2, rregulli i fluorit merr përparësi duke e bërë kështu numrin e oksidimit të oksigjenit +2).

Regulli 6: Tek bashkimet kimike, numri i oksidimit të hidrogjenit (H) është përgjithësisht +1

Shtjellojmë: Hidrogjeni ka një elektron bashkëveprues dhe mund ta humbasë atë duke u shndërruar në jon pozitiv H+. Por edhe mund të fitojë një elektron duke u shndërruar në jon negativ H-. Kur bashkohet me lëndë jo metale, hidrogjeni humbet një elektron sepse ka fuqi më të ulët tërheqëse se jo metalet. Për këtë arsye, numri i oksidimit të hidrogjenit është përgjithësisht +1.

Shembuj të hidrogjenit në bashkime kimike me jo metale:

• Tek H₂​O, H është +1.

• Tek HCl, H është +1.

• Tek NH3 (amoniaku), H është +1.

Përjashtime: Numri i oksidimit të hidrogjenit është -1 kur lidhet me metalet. Këto bashkime kimike quhen hidrided e metaleve. Metalet kanë fuqi më të ulët tërhqëse se hidrogjenit e për këtë arsye, tek këto bashkime kimike hidrogjeni sillet si anion, pra fiton një eletron për të mbushur shkallën e parë dhe të vetme të fuqisë.

Shembuj të hidrogjenit në bashkime kimike me metale:

• Tek NaH (hidrid natriumi), H është −1.

• In CaH₂​ (hidrid kalçiumi), H is −1.

Rregulli 7: Tek bashkimet kimike, numri i oksidimit të oksigjenit (O) është përgjithësisht -2.

Shtjellojmë: Oksigjeni ka fuqi shumë të madhe tërheqëse, i dyti për nga elektronegativiteti pas fluorit. Oksigjenit i duhen dy elektrone që të mbushë shkallën e fuqisë me 8 elektrone (oktet). Për këtë arsye, tek shumica e bashkimeve oksigjeni tërheq dy elektrone drejt vetes. Në këtë mënyrë është përcaktuar që numri i oksidimit të oksigjenit është -2.

Shembuj të numrit të oksidimit tek bashkimet kimike të oksigjenit:

• Tek H₂​O, O është −2.

• Tek CO₂​, O është −2.

• Tek SO₂​, O është −2.

Përjashtime:

• Peroksidet (joni O22-). Tel bashkimet që përmbajnë jone peroksidi (dy atome oksigjeni të lidhur me njëri-tjetrin, me një ngarkesë të përgjithshme -2), çdo atom oksigjeni ka një numër oksidimi -1. Këtu, ngarkesa negative shpërndahet në mënyrë të barbartë tek të dy atomet.

Shembull: H2O2 (peroksid hidrogjeni), Na2O2 (peroksid natriumi).]

• Superoksidet (jone O2). Superoksidet i gejmë më rrallë se peroksidet. Por tek kët bashkime kimike, numri i oksidimit të atomeve të oksigjenit është -½, (për shembul KO2).

• Bashkimet kimike me fluorin. Kur oksigjeni hynë në bashkëvperim me fluorin (rregulli 5 ka përparësi), numri i oksidimit të oksigjenit bëhet pozitiv. Kjo ndodh sepse fluori ka elektronegativitet më të madhe se oksigjeni, që do të thotë se i tërheq elektronet për nga vetja.

Shembull: Tek OF2 (difluoridi i oksigjenit), për shkak se fluori është -1 (rregulli 5), dhe në bashkëveprim marrin pjesë dy atome fluori, ndikimi i fluorit llogaritet me dyfish (-2). Atëherë, që numri i përgjithshëm i oksidimit në molekulë të jetë 0, oksigjeni duhet të jetë patjetër +2.  

Rregulli 8: Shumatorja e të gjitha numrave të oksidimit në një bashkim kimik është 0.

Shtjellojmë: Bashkimet kimike asnjëanëse nuk kanë ngarkesa elektrike. Kjo do të thotë se numri i përgjithshëm i elektroneve të fituara (vlerat negative të oksidimit) brenda bashkimit kimik duhet të jetë i barabartë me numri e përgjithshëm të elektroneve të humbura (vlerat pozitive të oksidimit). Ky rregull është thelbësor për njehsimin e numrit të oksidimit të lëndëve të panjohura në molekulë.

Shembuj të njehsimit të numrit të oksidimit tek uji (H2O):

• Dimë që numri i oksidimit të H është +1 dhe e O është −2.

• (2 × oksidim i H) + (1 × oksidim i O)=0

• (2 × + 1) + (1 × −2)= +2 − 2 = 0.

Rregulli 9: Shumatorja e numrave të oksidimit të gjithë atomeve tek jonet poliatomike është e barbartë me ngarkesën elektrike të jonit.

Shtjellojmë: Jonet “poliatomike” janë jone që përbëhen nga dy ose më shumë jone të lidhur me njëri tjetrin në mënyrë të ndërvarur, por e gjithë bashkësia e atomeve ka një ngarkesë të përgjithshme pozitive ose negative, si për shembull SO42-​, NO3−​, NH4+. Duke qenë që e gjithë bashkësia ka ngarkesë elektrike, shumatorja e numrave të oksidimit në jon duhet të jetë e barbartë me vlerën e ngarkesës elektrike të jonit. Ky rregull është thelbësor për gjetjen e numrave të oksidimit të panjohur në jone poliatomike.

Shembuj të njehsimit të numrit të oksidimit tek joni poliatomik SO42-.

• Ngarkesa e përgjithshme është −2.

• Dimë që numri i oksidimit të O është −2 (Rregulli 7). Në bashkim janë të pranishëm 4 atome oksigjeni, kështu që 4 × (−2) = −8.

• Ta zëmë se 'x' është numri i oksidimit të sulfurit.

• × + (oksidimi i përgjithshëm i 4 atomeve të O) = ngarkesa elektrike e jonit.

• × + (−8) = −2

• × = −2 + 8

• × = +6. Kështu, numri i oksidimit të sulfurit tek bashkimi kimik SO42-​ është +6 

Drejtpeshimi me dy pjesë

Shpesh herë për drejtpeshimin e bashkëveprimeve të ndërlikuara redoks përdorim mënyrën e ndarjes në dy pjesë. Në gjuhën shkencore kjo mënyrë quhet gjysmë-ekuacion. Duke e ndarë bashkëveprimin e plotë në okdisim dhe reduksion, ne mund të drejtpeshojmë secilin prej tyre më vete dhe pastaj t’i shtrojmë në një të vetëm. Kjo mënyrë merr veçanërisht vlerë tek bashkëveprimet që kryhen në tretësira, ku jonet soditëse (spektatore) dhe molekulat e tretësit mund të marrin pjesë në bashkëveprim pa iu nënshtruar vetë ndryshimeve redoks. Tek drejtpeshimet me dy pjesë llogaritja duhet bërë jo vetëm për elektronet, por edhe për gjithë atomet e tjera pjesëmarrëse në bashkëveprimin kimik, përfshi atomet e oksigjenit dhe hidrogjenit, të cila shpesh shfaqen në trajta të ndryshme, në secilën nga anët e bashkëveprimit kimik.

Marrim si shembull sërish oksidimin të jonit të hekurit (Fe²+) nga permanganati (MnO4−) në tretësirë acide:

MnO4− + H+ + Fe²+ → Mn²+ + Fe³+ + H₂O

Hapi 1: Nxjerrim në pah atomet që ndërrojnë gjendjen e oksidimit, që janë mangani (Mn) dhe të hekuri (Fe). 

Atomet e manganit pësojnë ndryshim të gjendjes së oksidimit nga +7 tek jonet e permanganatit (MnO4−) në +2 tek jonet e magnezit (Mn²⁺). Ulja e numrit të oksidimit me 5 shifra tregon qartë reduksion (rritje të elektronegativitetit), sepse tashmë magnezit i mungojnë, jo më 7 elektrone, por vetëm 2 elektrone.

Reduksioni i manganit (Mn): MnO4− ​→ Mn²+

Jonet e hekurit (Fe) pësojnë ndryshim të gjendjes së oksidimit nga +2 tek Fe²+ në +3 tek Fe³+. Rritja e numrit të oksidimit me një shifër tregon qartë oksidim, sepse tashmë hekurit i mungojnë, jo më 2 elektrone, por 3 elektrone.

Oksidimi i hekurit (Fe): Fe²+ → Fe³+

Atomet e oksigjenit (O) dhe hidrogjenit (H) marrin gjithashtu pjesë në këtë bashkëveprim dhe ndihmojnë drejtpeshimin e bashkëveprimit. 

Gjendja e oksidimit të atomit të oksigjenit tek permanganati (MnO4−​) është kryesisht -2. Tek molekula e ujit (H₂O), gjendja e oksidimit të oksigjenit është gjithashtu -2. Kështu që gjendja e oksdimit të oksigjenit në këtë bashkëveprim nuk ndryshon. Gjithësesi, atomet e oksigjenit zhvendosen nga njëra molekulë (MnO4−​) tek tjetra (H₂​O).

Tek jonet e hidrogjenit (H+), gjendja e oksidimit është +1, që do të thotë se jonit i mungon një elektron. Tek molekula e ujit (H₂O) gjendja e oksidimit të hidrogjenit është gjithashtu +1. Kështu që edhe në këtë rast, gjendja e oksidimit nuk ndryshon. Gjithësesi, jonet e hidrogjenit bashkëveprojnë me ato të oksigjenit për të dhënë molekula uji (H₂​O).

Hapi 2: Bëjmë drejtpeshimin e secilës pjesë duke llogaritur si numrin e atomeve ashtu edhe ngarkesën elektrikë të përgjithshme.

Fillojmë me gjysmë bashkëveprimin e manganit: MnO4− ​→ Mn²+. Në secilën anë të bashkëveprimit kemi nga një atom mangani, kështu që mund të themi se mangani është i drejtpeshuar.

Vazhdojmë me drejtpeshimin e atomeve të oksigjenit: Në anën e majtë të bashkëveprimit ka 4 atome oksigjeni (MnO4−) ndërsa në të djathtën asnjë. Duke qenë që bashkëveprimi kryhet në mjedis acid (që nënkupton praninë e joneve të hidrogjenit (H+) e padyshim edhe të ujit), mund të përdorim molekulat ujit (H₂​O) për të drejtpeshuar oskigjenin. Për këtë arsye nevojiten 4 molekula uji (secila me nga një atom oksigjeni) në anën e djathtë të bashkëveprimit:

MnO4− ​→ Mn²+ + 4H₂​O

Vazhdojmë me drejtpeshimin e atomeve të hidrogjenit: Duke shtuar molekula uji në anën e djathtë të bashkëveprimit, ne futëm atomet e hidrogjenit në bashkëveprim. Në anën a djathtë kemi 4x2=8 atome hidrogjeni. Për t’i drejtpeshuar këto, ne mund të shtojmë në anën e djathtë të bashkëveprimit jonet e hidrogjenit (H+) të pranishme në mjedisin acid:

8H+ + MnO4− → Mn²+ + 4H₂​O

Tashmë, numri i atomeve në çdo anë të gjysmë-bashkëveprimit është i barabartë.

Vahdojmë me drejtpeshimin e ngarkesave elektrike: Tani duhe të barazojmë ngarkesat elektrike në secilën anë të gjysmë bashkëveprimit.

Në anën e majtë kemi 8 jone hidrogjeni (H+), secili me nga një ngarkesë +1, dhe një jon permanganati (MnO4−) me ngarkesë -1. Ngarkesa e përgjithshme elektrike në anën e majtë është (8 × + 1) + (−1) = +7

Në anën e djathtë kemi një jon mangani Mn²⁺ me ngarkesë +2, dhe katër molekula uji me ngarkesë 0 (neutrale). Ngarkesa e përgjithshme në anën e djathtë është (+2) + (4×0) = +2.

Për të drejtpeshuar ngarkesën elektrike duhet të shtojmë elektrone me ngarkesë negative në anën e majtë, e cila ka ngarkesë më të madhe pozitive, në mënyrë që ngarkesa elektrike në të dyja anët të jetë e barbartë. Ndryshimi i ngarkesës është +7 − (+2) = 5. Prandaj ne duhet të shtojmë 5 elektrone në anën e majtë në këtë mënyrë:

5e− + 8H+ + MnO4− → Mn²+ + 4H₂​O

Kështu, në të majtë kemi: (5 × (−1) + (8 × (+1) + (−1) = −5 + 8 − 1 = +2. Në të djathtë kemi gjithashtu +2. Ngarkesat elektrike (elektronegativiteti) janë tashmë të drejtpeshuara. Ky është gjysmë-reaksioni i reduksionit. 

Tani të drejtpeshojmë pjesën tjetër të gjysmë-bashkëveprimit:  Fe²+ → Fe³+. Atomet e hekurit janë të drejtpeshuara sepse kemi nga një në secilën anë. Në këtë gjysmë-bashkëveprim nuk ka atom oksigjeni, kështu që nuk kemi nevojë t’i drejtpeshojmë ato.

Drejtpeshojmë ngarkesat elektrike. Në anën e majtë ngarkesa e Fe²+ është +2, ndërsa në anën e djathtë ngarkesa e Fe³+ është +3. Për të drejtpeshuar bashkëveprimin ne duhet të shtojmë ngarkesë pozitive në anën e djathtë:

Fe²+ → Fe³+ + e−

Kështu, në anën e majtë kemi ngarkesë +2, ndërsa në anë e dajthtë kemi (+3) + (−1) = +2. Pra, në të dyja anët e bashkëveprimit kemi ngarkesë elektrike të njëjtë. Drejtpeshimi i këtij gjysmë-bashkëveprimi nga tregon që joni i hekurit (II) (Fe²+) humbet elektrone për tu bërë jon hekuri (III) (Fe³+). Ky është gjysmë-reaksioni i oksidimit.

Pasi kemi drejtpeshuar dy jgysmë-bashkëveprimet mund të bashkojmë këto dhe të përftojmë bashkëveprimin e plot redoks. Kështu, deri tani kemi gjysmë bashkëveprimin e reduksionit: 

5e− + 8H+ + MnO4−  → Mn²+ + 4H₂​O

Dhe gjysmë-bashkëveprimin e oksidimit: 

Fe²+ → Fe³+ + e−

Për t’i bashkuar këto në një bashkëveprim të vetëm redoks numri i elektroneve që ka humbur gjatë oksidimit duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve që është fituar gjatë reduksionit. Prandaj, për të drejtpeshuar numrin e elektroneve duhet të llogarisim që gjatë reduksioni janë fituar 5 elektrone, ndërsa gjatë oksidimit është humbu 1 elektron. Për ta barazuar këtë numër duhet të shumëzojmë të gjithë gjysmë-bashkëveprimin e oksidimit me 5 në këtë mënyrë:

5 x (Fe²+ → Fe³+ + e−)

kjo na jep 

5Fe²+ → 5Fe³+ + 5e−

Tani të dy gjysmë-bashkëveprimet kanë nga 5 elektrone. Vazhdojmë duke bashkuar dy gjysmë-bashkëveprimet. Për këtë bashkojmë dy anët e majta dhe dy anët e djathta të bashkëveprimeve të reduksionit dhe oksidimit:

(5e− + 8H+ + MnO4−) + 5Fe²+ → (Mn²+ + 4H₂​O) + (5Fe³+ + 5e−)

Pas kësaj mund të heqim të tepricat. Në këtë rast kemi 5 elektrone (5e−) nga secila anë, që do të thotë se këto shfuqizojnë njëra-tjetrën. Ajo çka mbetet është:

(8H+ + MnO4−) + 5Fe²+ → (Mn²+ + 4H₂O) + 5Fe³+ ose 

MnO4− + 5Fe²+ + 8H+ → Mn²+ + 5Fe³+ + 4H₂​O (elementët më të rëndësishëm të çdo ane, pra ato redoks, janë shënuar në fillim, ndërsa elementët pjesëmarrës jo redoks (H dhe H₂​​O) janë shënuar në fund të çdo ane).

Shqyrtojmë numrin e atomeve:

• 1 Mn në të majtë dhe 1 në të djathtë.

• 4 O në të majtë dhe 4 në të djathtë.

• 8 H në të majtë dhe 4 × 2 = 8 në të djathtë

• 5 Fe në të majtë dhe 5 në të djathtë.

Shqyrtojmë ngarkesën e përgjithshme

• Në anën e majtë kemi: (8×+1)+(−1)+(5×+2)=+8−1+10=+17

• Në anën e djathtë kemi: (+2)+(5×+3)+(4×0)=+2+15+0=+17

Tani numri i atomeve të çod lënde dhe ngarkesa e përgjithshme e tyre janë të drejtpeshuara.

Tek bashkëveprimet redoks që kryhen në tretërisa acide, drejtpeshimi bëhet me ndihmën e molekulave të ujit dhe joneve të hidrogjenit (H+), ndërsa tek ato që kryhen në tretësira bazike drejtpeshimi bëhet me ndihmën e molekulave të joneve të hidroksidit (HO-). Këto përshtatje ndihmojnë që të ruhet drejtpeshimi si ai i sasisë së atomeve, ashtu edhe ai i ngarkesës elektrike. Parimi që duhen mbajtur gjithmonë parasysh është që numri i elektroneve që shkëmbëhen mes lëndëve duhet të jetë gjithnjë i njëjtë në të dyja anët e bashkëveprimit. Vetëm kështu mund të themi që është kryer një bashkëveprim redoks.

Bashkëveprimet redoks organike ndjekin parim të ngjashëm. Kur molekula e etanolit (CH₃CH₂OH) shndërrohet në molekulë acetaldehidi (CH₃CHO), atomi i karbonit (C) humbet dy elektrone. Kjo humbje do të thotë që ngarkesa e tij elektrike bëhet nga -1 në +1.

Tek gjallesat, elektronet e humbura nuk pluskojnë të lira, por kapen nga molekula NAD+. Ndërsa në kushte laboratori, elektronet e humbura mund të kapen nga ndonjë molekulë tjetër që përdoret përgjithësisht nga kimistët si oksidues, si për shembull jonet dikromat.

Për të drejtpeshuar një bashkëveprim redoks organik duhet të tregojmë ndryshimet që ndodhin si tek molekula organike (si për shembul etanoli), ashtu edhe ndryshimet që ndodhin tek lënda që pranon elektronet (si për shembull NAD+ apo jonet dikromat). Të dyja pjesën duhet të llogariten.