Il numero di ossidazione

Il numero di ossidazione
Per poter scrivere correttamente la formula chimica di un composto è necessario ricordare la sua valenza,
concetto che nel tempo è stato sostituito da quello di numero di ossidazione. Il numero di ossidazione viene
definito come la carica formale che un elemento assume durante la formazione di un legame chimico per
acquisto, cessione o condivisione di elettroni.
E’ bene richiamare a questo punto i numeri di ossidazione più comuni. Nei metalli del gruppo 1 o IA,
ciascun atomo possiede un solo elettrone esterno: la bassa energia necessaria per rimuovere questo unico
elettrone permette all’atomo in questione di assumere la stessa configurazione elettronica del gas nobile che
precede trasformandosi in ione positivo monovalente con carica +1. Analogamente nei metalli del gruppo 2 o
IIA: i due elettroni esterni vengono facilmente ceduti agli atomi di un elemento più elettronegativo per cui il
numero di ossidazione e la carica sono per tutti +2. Gli elementi del terzo gruppo (IIIA) tendono a perdere tre
elettroni e a trasformarsi in ioni trivalenti con carica effettiva +3.
Spostandoci a destra nella TPE il carattere metallico comincia a diminuire, soprattutto in alto, e gli elementi
incontrati, a seconda del carattere metallico dell’elemento con cui si combinano, non necessariamente
cedono sempre elettroni: se l’elemento con cui si combinano è meno elettronegativo di loro tenderanno
piuttosto ad acquistare elettroni che a cederne. Il carbonio ad esempio, analogamente agli elementi stagno e
piombo che appartengono allo stesso gruppo (IVA), tende a perdere i suoi 4 elettroni esterni: il numero di
ossidazione è per tutti e tre gli elementi citati pari a +4. Quando il carbonio reagisce bruciando con
l’ossigeno si forma di solito l’anidride carbonica CO2, in cui 2 atomi di ossigeno ricevono dall’unico atomo
di carbonio i 4 elettroni che mancano per raggiungere l’ottetto:
4e-
C+4
2O-2
Quando però il carbonio si combina con elementi meno elettronegativi, come l’idrogeno, acquista i quattro
elettroni che gli mancano per raggiungere l’ottetto e il suo numero di ossidazione (carica formale trattandosi
di un legame covalente poco polare) diventa -4. Il composto ottenuto si chiama metano e ha formula chimica
CH4.
4x1e-
C-4
4H+1
Altre volte poi il carbonio cede solo due dei quattro elettroni di valenza (quelli degli orbitali p) come accade
nella formazione del monossido di carbonio CO e il suo numero di ossidazione è dunque +2.
2e-
C+2
O-2
Gli elementi dei gruppi VA, VIA, VIIA tendono generalmente ad acquistare gli elettroni che a loro mancano
per raggiungere l’ottetto, dati anche gli alti valori di elettronegatività (proprietà periodica i cui valori però
diminuiscono scendendo lungo i gruppi) e assumono rispettivamente i numeri di ossidazione -3, -2 e -1. Tre
possibili esempi vedono rispettivamente l’azoto legarsi con l’idrogeno, meno elettronegativo di lui, da cui
riceve i tre elettroni mancanti e formare l’ammoniaca di formula NH3; l’ossido di sodio in cui l’ossigeno
riceve da due ioni sodio i due elettroni mancanti per formare l’ossido basico di formula Na2O; il cloro Cl
riceve dall’atomo di idrogeno l’unico elettrone mancante e si trasforma nello ione cloruro.
3e-
2x1e-
N-3
3H+1
2Na+1
1e-
O-2
H+1
Cl-1
E’ anche possibile però che gli stessi tre elementi presentino numeri di ossidazione positivi, cedendo
elettroni ad atomi di elementi più elettronegativi. Ad esempio quando l’azoto si lega con l’ossigeno tende a
cedere a quest’ultimo i due elettroni necessari al raggiungimento dell’ottetto. Gli elettroni ceduti dall’azoto
devono però garantire anche allo stesso azoto di raggiungere una configurazione stabile: il compromesso tra i
due elementi può essere tale per cui due atomi di azoto cedano
o
elettroni a 3 o 5
atomi di ossigeno rispettivamnte. I due composti che si ottengono sono l’anidride nitrosa N2O3 e l’anidride
nitrica N2O5.
2x3 e-
2N+3
2x5 e-
3O-2
2N+5
5O-2
Il Cloro, addirittura, può oltre che acquistare l’unico elettrone che gli manca per completare il guscio, cedere
1, 3, 5, 7 elettroni trasformandosi formalmente in ione con carica +1, +3, +5, +7. Infatti reagisce e forma con
l’ossigeno 4 diversi ossidi che avranno le seguenti formule e i seguenti nomi: Cl2O, (anidride ipoclorosa)
Cl2O3 (anidride clorosa), Cl2O5 (anidride clorica), Cl2O7 (anidride perclorica).
2x1e-
2Cl+1
2x5e-
2x3e-
O-2
2Cl+3
3O-2
2Cl+5
5O-2
2x7e-
2Cl+7
7O-2
Nella tabella che segue sono riportati i numeri di ossidazione più comuni di alcuni degli elementi della tavola
periodica dove si possono osservare le regolarità ed alcune delle irregolarità sopradescritte.
alogeni
calcogeni
gas nobili
metalli
alcalini
±1
0
H
He
+1
+2
metalli alcalinoterrosi
+1 +2
±3 +4
+5
+3
±2 +4
Li Be
B
C
+1
+3
+4
+3 +5
-2 +4
+6
Al
Si
P
S
+4
±3 +4
+2
Na Mg
+1
+2
K
Ca
+1
+2 +3 +2 +3 +2 +3
+6
+4 +6
+7
+1 +2
Cu Zn
Cr Mn Fe
+2
Cs Ba
+1
-1
0
O
F
Ne
±1 +3
+5 +7
0
Cl Ar
±1 +3
+5
0
Ge As
Br Kr
+1
+2 +4 +2 +4
±1 +3
+5
0
Ag
Sn Sn
I
Xe
+2
Rb Sr
+1
+2
N
-2 -1
+1 +3 +1 +2
0
Au Hg
Rn
+2
Fr Ra
Siamo ora in grado di scrivere la formula chimica di tutte le sostanze chimiche a partire dai numeri di
ossidazione degli elementi presenti: si tratta di bilanciare il numero di elettroni scambiati (eventualmente
calcolando il minimo comune multiplo) e di porre come pedice di ciascun elemento il numero di atomi
necessari affinché gli elettroni donati e ricevuti coincidano. La regola viene detta “della X” in quanto il
numero di ossidazione (privato del segno) del primo elemento diventa il pedice-numero di atomi del secondo
elemento e viceversa.
Come illustrato di seguito, il cloro con numero di ossidazione (n.o.) +7 si combina con lo ione ossido
cedendo formalmente i suoi 7 elettroni esterni. Il bilancio elettronico impone che due ioni perclorici
cedano a 7 ioni ossido i 14 elettroni richiesti.
+7
-2
Cl2 O7
Possono tornare utili alcune regole per una assegnazione rapida del numero di ossidazione:
1) Gli atomi delle sostanze elementari hanno sempre numero di ossidazione zero;
2) Il numero di ossidazione dell’ossigeno è sempre -2 (tranne nei perossidi in cui vale -1, composti che
difficilmente incontreremo);
3) Il numero di ossidazione dell’idrogeno è sempre +1 ad eccetto degli idruri in cui l’idrogeno lega un
metallo molto meno elettronegativo per cui diventa -1;
4) In una molecola o unità formula la somma dei numeri di ossidazione di tutti gli atomi presenti deve
essere uguale a zero; se si tratta di uno ione deve coincidere con la carica dello ione.
Esercizi:
1) Calcola il numero di ossidazione degli atomi evidenziati in neretto nelle seguenti specie chimiche:
a) Li2O, Cl2O7, BaH2, Fe, CuF2, HBr, HIO4, H2SiO3, Al(ClO3)3, Pb(ClO4)4, NO2, P4, NH3, P2O5, NH4OH,
HCl, N2, PH3
…………………………………………………………………………………………………………………
………
-
-
-
+
-
-
-2
-
-2
-
-
-
b) MnO4 , HSO3 , ClO , NO , NH2 , ClO4 , SO3 , NO3 , CO3 , ClO , H2PO4 , HSO4
…………………………………………………………………………………………………………………
………
Soluzioni: a) +1, +7, +2, 0, +2, -1,+7,+4,+3,+7,+4,0,-3,+5,-3,-1,0,+3; b) +7,+4,+1, +3, -3, +7,+4, +5, +4, +1, +5, +6