Die Oxidationszahlen dienen bei Redoxreaktionen dazu, die Vorgänge besser zu erkennen. Die Übertragung der Elektronen von einem Atom auf ein anderes zeigt sich daran, dass sich die Oxidationszahl des einen (der Elektronen abgibt) erhöht, die des anderen (der Elektronen aufnimmt) erniedrigt.
Häufig wird erst durch die Bestimmung der Oxidationszahlen einzelner Atome klar, welche chemische Reaktion abläuft.

Oxidationszahlen werden in Verbindungen in römischen Ziffern über die Atomsymbole geschrieben. (Bsp. O ^{- II}) Steht das Elementsymbol alleine, so werden sie häufig als arabische Ziffern, wie bei Ionen geschrieben.

Die Oxidationszahl lässt sich leicht mit Hilfe folgender Regeln herleiten:

1. Atome in dem elementaren Zustand haben die Oxidationszahl Null.
2. Bei Ionenverbindungen ist die Oxidationszahl eines Elementes identisch mit seiner Ionenladung.
3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome einer mehratomigen Verbindung ist gleich Null.
4. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Gesamtladung dieses Ions.
5. Bei kovalent formulierten Verbindungen (so genannten Strichformeln, Lewis-Formeln) wird die Verbindung formal in Ionen aufgeteilt. Dabei wird angenommen, dass die an einer Bindung beteiligten Elektronen vom elektronegativeren Atom vollständig übernommen werden.
6. Die meisten Elemente treten in mehreren Oxidationsstufen auf.

In der Praxis hat es sich als hilfreich erwiesen, für die Bestimmung der Oxidationszahlen einige Regeln zu formulieren:

1. Metallatome bekommen in Verbindungen und als Ionen stets eine positive Oxidationszahl, das Fluoratom (F) bekommt in Verbindungen außer mit sich selbst stets die Oxidationszahl -I
2. Ein Wasserstoffatom hat in dem Allgemeinen die Oxidationszahl +I
3. Ein Sauerstoffatom hat in dem Allgemeinen die Oxidationszahl -II
4. Halogenatome (Fluor, Chlor, Brom, Iod) haben in dem Allgemeinen die Oxidationszahl -I, außer in Verbindung mit Sauerstoff oder einem Halogen, das in dem Periodensystem höher steht.
5. elementarer Zustand: Oxidationszahl ist Null (z.B. I₂, C, O₂, P₄, S₈)
6. Ionenverbindung: Summe der Oxidationszahlen ist identisch mit der Ionenladung
7. kovalente Bindung: Bindungselektronen werden dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt, gleiche Bindungspartner erhalten je die Hälfte der Bindungselektronen; die Oxidationszahl entspricht den zugeteilten Bindungselektronen in dem Vergleich zu der Anzahl der normalerweise vorhandenen Außenelektronen.

Regeln 1,6,7 gelten immer,
Regel 2 gilt nicht, wenn Wasserstoff mit „elektropositiveren“ Atomen wie Metallen (Hydride) oder sich selbst direkt verbunden ist.
Regel 3 gilt nicht in Verbindungen, in denen Sauerstoff direkt mit sich selbst oder mit Fluor verbunden ist.

Die höchsten bisher beobachteten Oxidationstufen sind +8 in OsO₄ und -5 in Verbindungen mit Gruppe-13-Elementen; Bor und Gallium). Die größte Spanne von Oxidationszahlen ist bisher mit 10 bei schwereren Ãœbergangsmetallen wie Os (Os^2- bis Os⁸⁺) gefunden worden.