Numero di ossidazione – Definizione

Introduciamo uno dei concetti più importanti della chimica. È praticamente impossibile, infatti, comprendere questa scienza in assenza della nozione di numero di ossidazione o stato di ossidazione. Definizione numero di ossidazione.

Esercizi svolti sul numero di ossidazione a questo link.

Esercizi con soluzione (Eserciziario) sul numero di ossidazione a questo link.

 

Definizione Numero di ossidazione o stato di ossidazione

Cominciamo a leggere attentamente la definizione del numero di ossidazione dal punto di vista chimico:

Definizione Numero di ossidazione. Il numero di ossidazione o stato di ossidazione di un elemento è la carica elettrica che esso avrebbe se si assegnassero gli elettroni (di valenza) di ogni suo legame chimico all’atomo più elettronegativo della molecola (o dello ione).

Di certo…appare un po’ macchinosa. Noi proveremo a fare qualche esempio per comprenderla al meglio. Si intuisce, anzitutto, che il numero di ossidazione o stato di ossidazione è strettamente legato ai concetti di elettronegatività e di legame chimico. Vediamo in che modo.

Consideriamo una molecola qualsiasi: l’acqua (H₂O). In questa molecola gli idrogeni formano due legami con un atomo di ossigeno. Non abbiamo bisogno di ulteriori specifiche sul tipo di legame. Consultando la tavola periodica appprendiamo una serie di preziosissime informazioni:

a) l’ossigeno è più elettronegativo dell’idrogeno;

b) l’idrogeno ha 1 elettrone nell’orbitale più esterno il quale è il suo unico elettrone di valenza (vai al Capitolo sulla tavola periodica – Seconda parte);

c) l’ossigeno ha sei elettroni esterni di cui 2 sono di valenza (vai al Capitolo sulla configurazione elettronica).

Quali saranno le ‘cariche elettriche’ degli atomi nella molecola d’acqua?

i) l’idrogeno ha “ceduto” il suo unico elettrone di valenza all’ossigeno perchè è più elettronegativo. Assume una carica positiva pari a +1 . Visto che gli idrogeni sono due, allora la carica totale dell’elemento idrogeno è pari a +2;

ii) l’ossigeno ha “acquistato” un totale di 2 elettroni. Assume una carica negativa pari a -2.

La somma delle cariche, chiamate numeri di ossidazione o stati di ossidazione, idrogeno (+2) e ossigeno (-2) restituisce il valore 0.

Corollario per molecole neutre. La somma dei numeri di ossidazione degli elementi, moltiplicati per i rispettivi pedici, in una molecola neutra è zero.

 

Facciamo un altro esempio. Consideriamo la seguente molecola: H₂SO₄.

La tavola periodica degli elementi ci fa sapere che:

a) l’ossigeno è l’elemento più elettronegativo;

b) l’idrogeno ha 1 elettrone di valenza;

c) l’ossigeno ha 2 elettroni di valenza;

d) lo zolfo ha 6 elettroni di valenza.

Nella molecola di acido solforico, allora:

i) l’idrogeno ha “ceduto” all’ossigeno il suo unico elettrone di valenza e assume una carica positiva +1. Visto che gli idrogeni sono due, allora la carica totale dell’elemento idrogeno è pari a +2;

ii) lo zolfo ha “ceduto” all’ossigeno sei elettroni di valenza. Assume carica positiva +6;

iii) l’ossigeno ha “acquistato” un totale di otto elettroni. Assume una carica totale negativa pari a -8, che equivale ad una carica negativa di -2 per ciascuno dei quattro atomi presenti nell’acido solforico.

La somma delle cariche, chiamate numeri di ossidazione, è:

+2 + 6 -8 = 0

uguale a zero (anche questa molecola è neutra).

Regole che velocizzano il calcolo dei numeri di ossidazione

•  Ogni atomo non legato ha numero di ossidazione uguale a zero (Fe, O, H, Cl…e tutti gli elementi della tavola periodica);
• Se una molecola è costituita da atomi aventi identica elettronegatività, ogni atomo avrà numero di ossidazione uguale a zero (es. H₂, O₂, Cl₂ ecc..);
• L’idrogeno ha sempre n.o = +1 , tranne quando si combina con metalli alcalini/alcalino-terrosi (es. in LiH ha n.o = -1) oppure quando è puro (H₂, caso precedente);
• L’ossigeno ha quasi sempre n.o = -2, tranne quando si combina col fluoro (assume n.o = +2) oppure in H₂O₂  dove ha n.o = -1;
• Il carbonio può avere n.o = +4, -4, -3, -2, -1;
• I metalli alcalini e alcalino-terrosi hanno in genere n.o rispettivamente uguali a +1 e +2;
• Il gruppo 13 (boro, alluminio, indio, gallio) ha sempre n.o = +3;
• Gli alogeni hanno n.o = -1, +1, +3, +5, +7;
• Il gruppo 15 ha n.o = -3, +3, +5;
• Il gruppo 16 ha n.o = +4, +6 (soprattutto), ma anche -2, +2.

Nota Bene Alcuni concetti sono stati utilizzati impropriamente. Quando si parla di cessione o acquisto di elettroni sono state commesse volontariamente delle forzature concettuali al fine di un apprendimento facilitato. In realtà, per la definizione stessa di elettronegatività, l’elemento più elettronegativo attira a sé gli elettroni di legame e di conseguenza assume numero di ossidazione negativo; attirare, però, non significa acquistare!