La oksidiĝa nombro de unu atomo ene de kemia ligo estas formale mezura nombro por priskribi la rilatojn de la elektrona denso ĉirkaŭ la atomo. Pozitiva oksidiĝa nombro montras, ke la elektrona denso – kompare al la normala stato – estas malpliigita; la negativa montras la malon.

La oksidiĝa nombro antaŭhelpas ĉe redoksa reakcio por kompreni la procezojn. La transiro de elektronoj de unu al alia atomo montras, ke la oksidiĝa nombro de unu (kiu la elektronojn transdonas) altiĝas, dum ĉe la alia (kiu la elektronojn akceptas) malaltiĝas.

Oksidiĝa nombro estas aldonita en la kombinaĵoj per romiaj ciferoj super la atoma simbolo (ekz. ${\displaystyle O^{-II}}$). Se la elementa simbolo staras sola, oni ofte aldonas arabajn ciferojn kiel ĉe jonoj.

Oni povas difini la oksidiĝajn nombrojn per la sekvaj reguloj:

1. Atomoj en elementa stato havas la oksidiĝan nombron NULO.
2. Ĉe la jonaj kombinaĵoj, la oksidiĝa nombro de elemento egalas al jona ŝargo.
3. La sumo de oksidiĝa nombro de ĉiu atomo en pluratoma kombinaĵo estas NULO.
4. La sumo de oksidiĝa nombro de ĉiu atomo en pluratoma jono egalas al la tutŝargo de la jono.
5. Ĉe kovalenta formulitaj kombinaĵoj (t.n. formulo de Lewis), la kombinaĵo formale estas dividita je jonoj. Estas konsiderate, ke la elektronojn en ligo prenas tute la pli elektronegativa atomo.
6. Plimulto de la elementoj aperas en pluraj oksidiĝaj ŝtupoj.

1. Metalaj atomoj havas ĉiam pozitivan oksidiĝan nombron en kombinaĵoj kaj jonoj
2. Hidrogenatomo havas ĝenerale oksidiĝan nombron +1 (krom elemente)
3. Oksigenatomo havas ĝenerale oksidiĝan nombron -2 (krom elemente)
4. Halogenatomoj (fluoro, kloro, bromo, jodo) havas ĝenerale oksidiĝan nombron -1
5. elementa stato: oksidiĝa nombro estas nulo (ekz. N₂, Ar, V, Al, O₂, Pu, Ga, S₈)
6. jona kombinaĵo: sumo de oksidiĝaj nombroj egalas al jona ŝargo
7. kovalenta kombinaĵo: kombinaĵaj elektronoj estas ĉiam dividitaj al la pli elektronegativa kombinaĵa partnero, egalaj ligpartneroj ricevas po duonon de la ligaj elektronoj ; oksidiĝa nombro egalas al la dividitaj ligelektronoj kompare al la nombro de normalaj estantaj eksteraj elektronoj.

Reguloj 1,6,7 validas ĉiam,
Regulo 3 nur tiam, se oksigenatomo estas interligita kun „pli elektropozitivaj“ atomoj kiel metaloj

La plej altaj ĝis nun observitaj oksidaj ŝtupoj estas la +8 en OsO₄ kaj -5 en kombinaĵoj kun grupo-3-elementoj (boro kaj galio). La plej granda diferenco ĉe oksidiĝa nombro (10) estas ekzamenita ĉe malpeza transirmetalo kiel Os (Os²⁻ ĝis Os⁸⁺).