8.01 – La valenza e il numero di ossidazione

8.01 – La valenza e il numero di ossidazione

Il numero di ossidazione indica la carica formale di un atomo in un composto, ipotizzando che tutti i legami chimici siano legami ionici. Praticamente è il numero di elettroni di valenza che rimane ad un atomo, dopo aver assegnato gli elettroni di legame all’atomo più elettronegativo della coppia di legame. Il numero di ossidazione è un numero intero

• positivo se in un legame l’atomo cede elettroni
• negativo se in un legame l’atomo acquista elettroni
• nullo se l’atomo non cede ne acquista elettroni.

Alcuni elementi, come ad esempio metalli alcalini e alcalino-terrosi, hanno un solo numero di ossidazione mentre altri hanno più numeri di ossidazione a seconda dei composti in cui è presente.

Per i gruppi della tavola periodica i N.O. sono: 

• I gruppo della tavola periodica: configurazione di Lewis = 1 elettrone. N.O. = 1 (SEMPRE POSITIVA)
• II gruppo: configurazione di Lewis = 2 elettroni. N.O. = 2
• III gruppo: configurazione di Lewis = 3 elettroni. N.O. = 1 (utilizza il singoletto) oppure N.O. = 3 (utilizzando doppietto e singoletto)
• IV gruppo: configurazione di Lewis = 1 doppietto, 2 singoletti. Se si utilizza solo doppietto N.O. = 2; se si utilizza 1 doppietto + 2 singoletti N.O. = 4
• V gruppo: N.O. = 3 oppure N.O. = 5
• VI gruppo: N.O. = 2, N.O. = 4 oppure N.O. = 6
• VII gruppo: N.O.= 1 o N.O. = 3 o N.O. = 5 o N.O. = 7

Prima i singoletti e poi doppietti

ECCEZIONI: 

• Fe (II o III)
• Cu (I o II)
• Ag (I)
• Ni (II o III)
• Cr (II o III o VI)
• Mn (da I a VI)
• Zn (II o III)
• O (II)

Es. HCl -> H: +1 e Cl: -1

Il N.O. si trova, di solito, nella tavola periodica ma ci sono delle eccezioni in cui non si trova per questo è il metodo migliore è fare il “calcolo algebrico” partendo da numeri sicuri 

Regole per attribuire il numero di ossidazione: 

1. N.O. dell’O = -2 tranne nei perossidi (Es.: H₂0₂) in cui è -1 e nel OF₂ che è +2 (Es. Li₂ e O₂)
2. N.O. dell’H = +1 tranne nei metalli e negli idruri metallici in cui è -1 (Es. CaH₂)
3. N.O. dei metalli gruppo I : +1

N.O. dei metalli gruppo II : +2

N.O. dei metalli gruppo III : +3

4. H₂ e CO₂ -> N.O. totale = 0 (non ci sono né + né -) perché sono atomi elementari
5. Se è, ad esempio, NaCl⁺ -> il N.O. totale deve essere = +1 (perché c’è il +)

Se è H2O^– -> il N.O. totale deve essere = -1 (perché c’è il -)

6. Non esistono N.O. maggiori di +7
7. La somma dei N.O. di tutti gli atomi di un composto deve essere SEMPRE uguale a zero nelle molecole neutre o deve essere uguale alla carica complessiva dello ione negli ioni poliatomici. Es.: SO42- ha N.O -2
8. Gli ioni monoatomici hanno N.O. uguale alla loro carica. Es.: Cl^– ha N.O. -1 
9. N.O. = -1 all’atomo più elettronegativo. N.O. = +1 all’atomo meno elettronegativo