Quando falámos da ligação iónica dissemos que átomos de um elemento metálico transferem um ou mais electrões para os átomos de um elemento não metálico resultando na formação de iões de cargas com sinais contrários, que posteriormente se atraem formando o composto iónico.

Com a transferência um electrão de um átomo de sódio para o átomo de flúor originam-se os iões Na⁺ e F^– que possuem cargas com sinais contrários. Assim, dizemos que Na⁺ e F^– possuem cargas reais pois estas resultam da perda e ganho de electrões (transferência de electrões).

Por outro lado vimos que, quando ametais de diferentes elementos químicos formam uma ligação covalente, a nuvem electrónica encontra-se mais deslocada para o átomo mais electronegativo, resultando assim no surgimento de cargas parciais, positiva δ+, (ao redor do átomo menos electronegativo) e negativa δ-, (ao redor do átomo mais electronegativo).

Assim, o hidrogénio tem uma carga parcial positiva δ+ e o cloro uma carga parcial negativa δ-. Dizemos que são cargas parciais pois nenhum dos átomos perdeu ou ganhou electrões mas porque em uma região da molécula temos maior densidade electrónica, isto é, “excesso de electrões” enquanto noutra temos uma menor densidade electrónica, ou seja, “défice de electrões”.

Neste caso, imaginemos como se os electrões da ligação pertencessem ao cloro, portanto, de forma imaginaria é como se o hidrogénio “tivesse perdido” o seu electrão e o cloro “tivesse ganho” esse electrão. Por conseguinte podemos definir o número de oxidação da seguinte forma:

Número de oxidação (nox) é a carga real que um átomo adquire quando perde ou ganha electrões numa ligação iónica ou é a carga parcial que um átomo adquiriria se na ligação covalente os electrões da ligação pertencesse ao elemento mais electronegativo.

Na ligação iónica como os átomos perdem e ganham electrões, as cargas são reais porque os iões formados de facto possuem cargas eléctricas. Já no caso de uma ligação covalente polar, pelo facto de os electrões da ligação permanecerem todo o tempo nas redondezas do átomo mais electronegativo, então imaginamos que o átomo menos electronegativo tenha perdido os electrões e o átomo electronegativo os tenha ganho.

O número de oxidação de elemento sempre representa-se por cima átomo desse elemento antecedido pelo sinal (+) ou (-).

Regras para calcular o número de oxidação

Substâncias simples ou elementares têm número de oxidação (NOX) igual a zero (0).

2. Quando combinado, o Hidrogéniotem número de oxidação (NOX) igual a +1.

Por exemplo: H₂O, HCl, H₂SO₄, NH₃, HI, HCN, etc.

3. Nos hidretos metálicos, o Hidrogéniotem número de oxidação igual a -1.

Por exemplo: NaH, CaH₂, LiH, BaH₂, etc.

Quando combinado, o Oxigéniotem número de oxidação igual a -2.

Por exemplo: H₂O, H₂SO₄, CO₂, Na₂O, CaCO₃, etc.

Nos peróxidos o número de oxidação do Oxigénio é igual a-1.

Por exemplo: H₂O₂ , Na₂O₂, etc.

Nos superóxidoso Oxigénio tem número de oxidação igual a – ½.

Por exemplo: Mg(O₂)₂, etc.

Nos fluoretos, o Oxigénio pode ter NOX igual a +2 ou +1.

Por exemplo: OF₂, O₂F₂ , etc.

Em iõessimples, o número de oxidação é igual a carga do ião.

Por exemplo: Na⁺, Cl^–, Al³⁺, S^2-, I^–, K⁺, Ca²⁺_, Ba²⁺, etc.

Têm número de oxidação igual a +1 os metais alcalinos (grupo IA): Li, Na, K, Rb, Cs e Fr) e a prata (Ag)

Têm número de oxidação igual a +2 os metais alcalinos-terrosos (grupo IIA): Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra e o zinco;

Em compostos neutros, a soma dos nox de todos os átomos que compõem o composto é igual a zero (0).

Em iões compostos,a soma dos NOX de todos os átomos que compõem o ião é igual a carga do ião.

Por exemplo: NO₃^–, MnO₄^–, Cr₂O₇^2-, etc.

Os halogénios (elementos do grupo VIIA):F, Cl, Br, I, se forem mais electronegativos num composto têm número de oxidação igual a -1.

Por exemplo: HCl, HF, OF₂, HBr, HI, etc.