Il numero di ossidazione Il numero di ossidazione è una carica positiva o negativa che viene attribuita formalmente a ciascun elemento in un composto. Esso viene determinato dal numero di elettroni in più o in meno rispetto all’atomo neutro quando gli elettroni di legame sono attribuiti all’elemento più elettronegativo n.o. +1 n.o. -1 H Cl Per definizione il numero di ossidazione di un elemento nelle sostanze elementari è zero. Occorre scrivere la formula di struttura e attribuire i relativi e- all’atomo più elettronegativo

Il numero di ossidazione non dipende dal formalismo con cui la formula di struttura è scritta (cioè non dipende dal numero di legami p, vedi ione solfato). -2 -2 O O ] ] 2 - 2 - ] ] +6 +6 -2 -2 S -2 S -2 O O O O O O -2 -2 Il numero di ossidazione di ioni monoatomici corrisponde alla carica dello ione. La somma dei numeri di tutti i numeri di ossidazione degli atomi che compongono una specie chimica deve essere pari a zero per molecole neutre o pari alla carica dello ione.

H2SO4 HSO4- +1 -2 -2 x 4 + 1 x 2 + X = 0 X = 6 +1 -2 Il numero di ossidazione dell’idrogeno quando è legato a non metalli è per convenzione +1, indipendentemente dalla loro elettronegatività. (NH3,HCl,SiH4) Il numero di ossidazione dell’ossigeno più comune è –2. H2SO4 HSO4- +1 -2 -2 x 4 + 1 x 2 + X = 0 X = 6 +1 -2 -2 x 4 + 1+ X = -1 X = 6

Ogni elemento allo stato elementare ha no. di ossidazione ZERO riassumendo: il numero di ox non è correlato alla particolare formula usata, ne al numero di legami covalenti ci sono elementi che generalmente mantengono inalterato il loro numero ox nella maggior parte delle sostanze (H, O, Na, K….) e altre che hanno numeri diversi nei diversi composti (C e N) la somma algebrica dei numeri di ox di un composto è uguale a zero o uguale alla carica dello ione gli elementi di transizione hanno vari numeri ox positivi che non sono sempre correlabili alla loro posizione nella tavola periodica Ogni elemento allo stato elementare ha no. di ossidazione ZERO Il Fluoro ha sempre no. di ox -1. L'Ossigeno ha sempre no. di ox -2, tranne che nei perossidi (-1) e nei superossodi (-1/2) Perossidi: Composti che contengono il gruppo perossido -O-O- Superossidi: Composti che contengono lo ione superossido O2- L'Idrogeno ha sempre no. di ox +1, tranne che negli idruri ionici (-1) idruri ionici: Composti binari contenenti H e un metallo

Numeri di ossidazione più comuni degli elementi principali della tabella periodica meno elettronegativi più elettronegativi 1 2 13 14 15 16 17 H +1,-1   Li +1 Be +2 B +3 C +4, +2 N +5, +4, +3, +2, +1, -2, -3 O -2, -1 F -1 Na +1 Mg +2 Al +3 Si +4 P +5, +3 S +6, +4, -2 Cl +7,+5, +3, +1, -1 K +1 Ca +2 Ga +3 Ge +4 As +5, +3 Se +6, +4, -2 Br +5, +3, +1, -1 Rb +1 Sr +2 In +3 Sn +4, +2 Sb +3, +5 Te +6, +4, -2 I +7,+5,+1, -1 Cs +1 Ba +2 Tl +1, +3 Pb +2, +4 Bi +3, +5 quando sono legati ad elementi – elettronegativi i numeri di ox seguono un andamento periodico che dipende dalla configurazione elettronica

esempi calcolo numero ox NH3 H2O H2SO3 Cl2O CO32- Cr2O7 2- NaI Na2S HNO3 NaOH Co(OH)3 PbO2 H2 Li2S CaBr2 CrCl3 Fe2O3 CuO CO SO3 Cl2O7

Composti binari con idrogeno: idruri 1 2 13 14 15 16 17 LiH BeH2 B2H6 CH4 NH3 H2O HF NaH MgH2 AlH3 SiH4 PH3 H2S HCl KH CaH2 GaH3 GeH4 AsH3 H2Se HBr RbH SrH2   SnH4 SbH3 H2Te HI CsH BaH2 PbH4 BiH3 ionici polimeri molecolari tutti costituiti da molecole discrete perciò gassosi

Acidi binari Contengono 2 diversi elementi (di cui uno è H). HF HCl HBr HI H2O H2S H2Se H2Te secondo modello di Bronsted - acido: cede H+ base: accetta H+ il carattere acido aumenta lungo un periodo da sin verso dx; aumenta scendendo verso il basso

Acidi binari L’ordine della forza acida è inverso all’ordine della forza di legame: H2O << H2S < H2Se < H2Te Forza acida

Composti binari con ossigeno (numero ox -2): ossidi 1 2 13 14 15 16 17 Li2O BeO B2O3 CO2, CO N2O5, NO2, N2O3, NO, N2O   Na2O MgO Al2O3 SiO2 P4O10 P4O6 SO2, SO3 Cl2O7, ClO2 Cl2O K2O CaO Ga2O3 GeO2 As4O6 As2O5 SeO2 Br2O Rb2O SrO In2O3 SnO2 (SnO) Sb2O5 Sb2O3 TeO2 I2O5 Cs2O BaO  Tl2O PbO2 (PbO) Bi2O3 ionici polimeri molecolari

ossidi ionici: contengono ione O2- tutti composti solidi con temperature di fusione elevate ossidi molecolari: gassosi e quelli solidi hanno T di fusione molto basse; hanno tipiche proprietà acide nei confronti dell’acqua ossidi polimerici: temperature alte di fusione a causa dei legami covalenti, proprietà chimiche intermedie riassumendo: spostandosi da sin verso dx in un periodo, aumentando l’elettronegatività dell’atomo legato all’O, diminuisce il carattere ionico del legame fino ad avere molecole discrete. Contemporaneamente si passa da ossidi basici prima, anfoteri e acidi poi

Perossidi e superossidi Composti di formula H2X2 sono formati sia dall’ossigeno sia dallo zolfo e contengono il gruppo –X-X- con un legame fra atomi dello stesso elemento. Nel caso dell’ossigeno questo gruppo è il gruppo perossidico. L’ossigeno possiede numero di ossidazione -1. H2O2 perossido di idrogeno. Struttura non planare O2- superossido: l’ossigeno ha numero di ossidazione -1/2 O O O O

ionici polimeri molecolari Idrossidi acidi e idrossidi basici: metallo o non metallo + idrogeno + ossigeno 1 2 13 14 15 16 17 LiOH Be(OH)2 H3BO3 H3CO3 HNO3 HNO2   NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H3PO3 H3PO2 H2SO4 H2SO3 HClO4 HClO3 HClO2 HClO KOH Ca(OH)2 Ga(OH)3 H4GeO4 H3AsO4 H3AsO3 H2SeO4 H2SeO3 HBrO4 HBrO3 HBrO RbOH Sr(OH)2 In(OH)3 Sn(OH)2 Sb(OH)3 H6TeO6 H2TeO3 H5IO6 HIO3 HIO CsOH Ba(OH)2  Tl(OH)3 TlOH Pb(OH)2 Bi(OH)3 ionici polimeri molecolari

Il carattere basico di questi composti diminuisce spostandosi lungo ciascun periodo da sinistra verso destra, mentre aumenta il carattere acido. Il carattere basico aumenta invece scendendo lungo un gruppo ed al diminuire del numero di ossidazione dell'elemento nel composto. Idrossidi basici Composti ossidrilici dei metalli = idrossidi In acqua danno soluzioni basiche

Acidi ternari Contengono 3 diversi elementi (di cui uno è H). La maggior parte degli acidi ternari sono composti ossidrilici di non metalli (ossiacidi). In queste sostanze H è legato ad uno degli atomi di O. HNO3 HONO2 acido nitrico HNO2 HONO acido nitroso H2SO4 (HO)2SO2 acido solforico H2SO3 (HO)2SO acido solforoso

Acidi ternari I protoni acidi degli idrossidi acidi (o ossoacidi) sono quelli legati ad O. H2SO4 O H H S O O O

Acidi ternari La forza acida della maggior parte degli acidi ternari contenenti lo stesso elemento centrale aumenta all’aumentare del numero di ossidazione dell’atomo centrale e all’aumentare del numero di atomi di O. HNO2 < HNO3 H2SO3 < H2SO4 HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

Acidi ternari Per la maggior parte degli acidi ternari contenenti elementi diversi nello stesso stato di ossidazione ed appartenenti allo stesso gruppo la forza acida aumenta all’aumentare dell’elettronegatività dell’atomo centrale. H2SeO4 < H2SO4 H2SeO3 < H2SO3 HBrO4 < HClO4 HBrO3 < HClO3

Composti binari con alogeni: alogenuri 1 2 13 14 15 16 LiX BeX2 BX3 CX4 NX3 OF2 XxOv NaX MgX2 AlF3 AlCl3 Al2Br6 Al2I6 SiF2 SiCl2 SiX4 PX3 PF5 SX4 SF6 KX CaX2 GaF3 GaCl3 Ga2Br6 Ga2I6 GeX2 GeX4 AsX3 AsF5 SeX2 SeX4 RbX SrX2 InF3 InCl3 In2Br6 In2I6 SnX2 SnF4 SnF2 SnX4 SbF5 SbF3 SbX3 SbCl5 TeX2 TeX4 CsX BaX2 TlX TlX3 PbX2 PbF4 PbCl4 BiF5 BiF3 BiX3 PoX2 ionici polimeri molecolari