Il numero di ossidazione

1. 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.

2. Il numero di ossidazione non dipende dal formalismo con cui la formula di struttura è scritta (cioè non dipende dal numero di legami p). -2 -2 O O ] ] 2 - 2 - ] ] +6 +6 -2 S -2 -2 -2 S 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.

3. Il numero di ossidazione dell’idrogeno quando è legato a non metalli è per convenzione +1, indipendentemente dalla loro elettronegatività. • 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

4. 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 Numeri di ossidazione più comuni degli elementi principali della tabella periodica

5. 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 Composti binari con idrogeno: idruri ionici polimeri molecolari

6. Il diborano presenta due tipologie di legame: • legame B-H a due centri e due elettroni • legame B-H-B a tre centri e due elettroni (orbitale molecolare a tre centri) B2H6 diborano È il precursore di strutture polimere

7. Es. di idruro polimero (AlH3)n Ciascun atomo di Al è circondato ottaedricamente da 6 atomi di H legati a ponte fra due atomi di Al

8. Acidi binari Contengono 2 diversi elementi (di cui uno è H). HF HCl HBr HI H2O H2S H2Se H2Te

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

10. 1 2 13 14 15 16 17 Li2O BeO B2O3 CO2, CO N2O5,NO2, N2O3, NO, N2O Na2O MgO Al2O3 SiO2 P4O10P4O6 SO2, SO3 Cl2O7, ClO2Cl2O K2O CaO Ga2O3 GeO2 As4O6As2O5 SeO2 Br2O Rb2O SrO In2O3 SnO2(SnO) Sb2O5Sb2O3 TeO2 I2O5 Cs2O BaO  Tl2O PbO2(PbO) Bi2O3 Composti binari con ossigeno a numero di ossidazione -2: ossidi ionicipolimerimolecolari

11. Ossidi polimeri B2O3 Ogni atomo di B è legato a 3 atomi di O a formare una struttura triangolare planare. Ogni atomo di O è a ponte fra due atomi di B.

12. Ossidi polimeri Al2O3 (allumina) esiste in diverse forme. Es. -allumina Ogni atomo di Al è legato a 6 atomi di O, ogni O legato a 4 di Al.

13. Ossidi di azoto ossido di diazoto, N2O N N O N N O N N O ossido di azoto, NO triossido di diazoto, N2O3 O O N N N N O O O O

14. Ossidi di azoto diossido di azoto, NO2 N N O O O O tetraossido di diazoto, N2O4 O O O O N N N N O O O O

15. Ossidi degli alogeni, alcuni esempi Cl2O: eccezione alla regola, O atomo centrale O Cl Cl

16. Ossidi degli alogeni, alcuni esempi. Cl2O7 I2O5 Provate voi a completare con coppie di non legame e eventuali legami  aggiuntivi

17. 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

18. 1 2 13 14 15 16 17 LiOH Be(OH)2 H3BO3 H3CO3 HNO3HNO2 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4H3PO3H3PO2 H2SO4H2SO3 HClO4HClO3HClO2HClO KOH Ca(OH)2 Ga(OH)3 H4GeO4 H3AsO4H3AsO3 H2SeO4H2SeO3 HBrO4HBrO3HBrO RbOH Sr(OH)2 In(OH)3 Sn(OH)2 Sb(OH)3 H6TeO6H2TeO3 H5IO6HIO3HIO CsOH Ba(OH)2 Tl(OH)3TlOH Pb(OH)2 Bi(OH)3 Idrossidi acidi e idrossidi basici ionicipolimerimolecolari

19. 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

20. 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 HNO2 HONO H2SO4 (HO)2SO2 H2SO3 (HO)2SO

21. Acidi ternari I protoni acidi degli idrossidi acidi (o ossoacidi) sono quelli legati ad O. H2SO4 O H H S O O O Intorno a questo atomo di O la geometria è simile a quella che si trova nella molecola di H2O. Lo stesso vale per tutti i gruppi OH delle diapositive successive.

22. Acido borico Acido carbonico

28. 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

29. 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

30. Composti binari con alogeni: alogenuri ionici polimeri molecolari