Jod hat eine Oxidationszahl of +7 in #HIO_4# und eine Oxidationszahl von +5 in #HIO_3#.

In beiden Fällen kann die Jodoxidationszahl mit bestimmt werden #H# und #O#ist bekannt Oxidationszahlen of +1 und -2, Bzw.

Also für die erste Verbindung

#H^(+1)I^(x)O_4^(-2)#

Die Summe der Oxidationszahlen jedes einzelnen Atoms muss der Gesamtladung des Moleküls entsprechen. Schon seit #HIO_4# ist ein neutrales Molekül, das wir bekommen

#1 * (+1) + 1 * x + 4* (-2) = 0 => x= 8 -1 =7#

Also hat Jod eine +7 Oxidationszahl in #HIO_4#.

Die genau gleiche Technik gilt für #HIO_3#:

#H^(+1)I^(x)O_3^(-2)#, damit

#1*(+1) + x + 3 *(-2) =0=>x = 6-1 = 5#

Die Oxidationszahl von Jod ist +5 in #HIO_3#.

Die richtige Antwort ist #Al_2O_3#.

Lassen Sie uns sehen, wie wir die Antwort bekommen haben. Betrachten Sie die elektronische Anordnung der Al- und O-Atome.

Al (Z = 13) hat 13-Elektronen mit der folgenden elektronischen Konfiguration. 1#s^2#2#s^2#2#p^6#3#s^2#3#p^1#

Es verliert drei Elektronen in seiner 3s- und 3p-Unterschale, um Stabilität und Ionenbildung zu erreichen #Al^(3+)#.

#Al^(3+)# = 1#s^2#2#s^2#2#p^6#

O (Z = 8) hat andererseits acht Elektronen und möchte zwei Elektronen gewinnen, um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Das Sauerstoffatom bildet beim Gewinnen von zwei Elektronen ein negatives Oxidion. #O^(2-)# Ion.

O (Z = 7) = 1#s^2#2#s^2#2#p^4#

#O^(2-)# = 1#s^2#2#s^2#2#p^6#

Drei Sauerstoffatome gewinnen jeweils zwei Elektronen (insgesamt sechs) aus zwei Al-Atomen, jedes Al-Atom verliert drei Elektronen (insgesamt sechs) an drei Sauerstoffatome, bei diesem Vorgang wird jedes Al-Atom #Al^(3+)# Ionen- und Sauerstoffatom werden nach dem Gewinnen von zwei Elektronen #O^(2-)# Ion.

2#Al^(3+)# und 3 #O^(2-)#

oder die Formel ist #Al_2O_3#.