Tavola periodica degli elementi con numeri di ossidazione

 

 

 

Tavola periodica degli elementi con numeri di ossidazione

 

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Tavola periodica degli elementi con numeri di ossidazione

 

TAVOLA PERIODICA

 

La classificazione periodica degli elementi
Nel 1869 Mendeleev scoprì che gli elementi potevano essere classificati e ordinati, sulla base delle proprietà chimiche e fisiche possedute. La tavola periodica moderna è costituita da 111 elementi chimici. Soltanto 89 sono presenti in natura, principalmente sotto forma di composti e raramente come elementi puri (come Oro, Platino, Argento, Rame, Carbonio, Ossigeno, Azoto, Zolfo e pochi altri). Altri 20 elementi, che occupano la parte bassa della Tavola Periodica, sono stati scoperti nel corso delle ricerche sull’energia atomica oppure sono stati ottenuti mediante apposite reazioni nucleari.
La sottostante Tavola Periodica degli Elementi è suddivisa in colonne verticali che sono denominate gruppi e in linee orizzontali che si chiamano periodi.

 

 

Nella Tavola periodica si distinguono:
I GRUPPI, rappresentati dalle colonne verticali, che riuniscono gli elementi con configurazioni elettroniche simili; poiché gli elettroni esterni sono quelli che entrano in gioco nei fenomeni di tipo chimico, elementi di uno stesso gruppo presentano
proprietà chimiche analoghe, soprattutto per quanto riguarda gli elementi successivi al primo, che spesso presenta in parte caratteristiche proprie.

IL COMPORTAMENTO CHIMICO DEGLI ATOMI È DETERMINATO DAGLI ELETTRONI DI VALENZA.

I PERIODI, rappresentati dalle righe orizzontali, con gli elementi disposti in ordine di peso atomico crescente, sono indicati da un numero progressivo all’estrema sinistra della Tavola. Lungo il periodo si ha una graduale variazione delle proprietà, legata alle variazioni nella struttura elettronica.
Se, invece, rivolgiamo la nostra attenzione ai periodi, possiamo osservare che il primo periodo è costituito soltanto da due elementi (idrogeno ed elio), cui seguono due periodi di otto elementi ciascuno. A partire dal quarto periodo, la zona centrale è  occupata dai cosiddetti elementi di transizione con variazioni di proprietà molto limitate. Il quarto ed il quinto periodo comprendono 18 elementi, mentre il sesto ed il settimo comprendono un numero maggiore di elementi, per cui è stato necessario sistemare due serie di elementi a parte: si tratta, rispettivamente, dei LANTANIDI, o terre rare, (che seguono il lantanio, La Z = 57) e degli ATTINIDI (che iniziano con l’attinio, Ac Z = 89).Gli elementi che costituiscono ciascuna di queste due serie presentano tra loro proprietà chimiche molto simili e si sono sempre incontrate notevoli difficoltà per
separarli.

Come accennato, nella Tavola Perodica possono essere individuate zone corrispondenti al riempimento dei diversi tipi di orbitali; possiamo distinguere vari BLOCCHI:
· BLOCCO-S: in cui gli elettroni più esterni occupano ORBITALI S, e che comprende i gruppi I e II (primi due gruppi a sinistra).
· BLOCCO-P: in cui gli elettroni esterni occupano ORBITALI P, e che comprende i gruppi III, IV, V,VI, VII, oltre al Gruppo 0 (ultimi sei gruppi a destra).
· BLOCCO-D: in cui vengono progressivamente riempiti gli ORBITALI D, e che comprende gli elementi nella parte centrale della Tavola che, oltre a presentare proprietà analoghe verticalmente, si somigliano anche orizzontalmente.
· BLOCCO F: in cui vengono riempiti gli ORBITALI F, e che comprende lantanidi ed attinidi.
Gli otto gruppi del blocco-s e del blocco-p sono i cosiddetti ELEMENTI RAPPRESENTATIVI; per gli elementi di questa sezione della Tavola periodica il numero del gruppo indica il numero di elettroni nel livello più esterno. Gli elementi del blocco-d e del blocco-f rappresentano, invece, gli ELEMENTI DI
TRANSIZIONE; per questi, la relazione tra il numero del gruppo e gli elettroni esterni è un pò più complicata. Lantanidi ed attinidi rappresentano i cosiddetti ELEMENTI DI TRANSIZIONE INTERNI.

Secondo un’ultima suddivisione, si può osservare che la maggior parte degli elementi della Tavola periodica sono METALLI, mentre i NONMETALLI sono concentrati nella parte destra della Tavola; i gas nobili (ultima colonna a destra) vengono considerati un gruppo particolare di nonmetalli.
Metalli e non-metalli vengono spesso separati da una linea diagonale a scalini: gli elementi lungo questa linea sono i METALLOIDI (chiamati anche semi-metalli), non classificabili in modo preciso, che per certi aspetti presentano proprietà metalliche, pur avendo anche alcune proprietà dei non-metalli. Tra le proprietà considerate per distinguere i metalli dai nonmetalli, la conducibilità elettrica e la natura (acida o basica) degli ossidi.
Quindi, il carattere metallico diminuisce lungo i periodi da sinistra verso destra ed aumenta nei gruppi dall’alto in basso: l’elemento con più spiccate caratteristiche metalliche è il cesio, quello con caratteristiche in assoluto più non-metalliche il fluoro.

La forma irregolare della tavola è determinata dal fatto che gli elementi che presentano somiglianze nel comportamento sono stati disposti uno sotto l'altro e formano perciò i gruppi. Inizialmente tutto ciò fu fatto esaminando le caratteristiche macroscopiche degli elementi, cioè il loro evidente comportamento chimico, senza poter comprendere il perchè di queste somiglianze. La spiegazione di questo comportamento è ora nota e va come al solito ricercata a livello microscopico.
Esaminiamo ora gli elementi che costituiscono il gruppo II, i metalli alcalino-terrosi. Questi hanno notevoli somiglianze (sono elementi solidi di scarsa durezza, molto reattivi e quindi presenti in natura come composti ecc.); proviamo ad osservarne le configurazioni elettroniche.

 

Il berillio (Z=4) nel livello più esterno possiede 2 elettroni. Se adesso passate al magnesio che sta proprio sotto al berillio noterete che anch'esso possiede 2 elettroni nel livello più esterno; mentre per il berillio il livello più esterno è il secondo per il magnesio è il terzo perchè ha un numero atomico maggiore. Se osservate i dati del calcio (Z=20) noterete che anche questo elemento possiede 2 elettroni nel livello più esterno (stavolta è il quarto) e così via fino alla fine del gruppo. Tutti questi elementi possiedono 2 elettroni nel livello più esterno che vengono solitamente indicati come elettroni di valenza. Questi elementi presentano perciò la stessa configurazione elettronica esterna. Ecco spiegato il perchè delle somiglianze di comportamento chimico:

 

Se provate con altri gruppi otterrete lo stesso tipo di risultato; gli elementi del gruppo I possiedono tutti 1 elettrone nell'ultimo livello, quelli del gruppo VII ne possiedono 7 e così via. Gli elettroni dell'ultimo strato sono dunque molto importanti per determinare il comportamento degli elementi chimici; per conoscere questo numero non è necessario scrivere tutta la configurazione elettronica, è sufficiente osservare il numero del gruppo di cui l'elemento fa parte.
Esiste una facile relazione tra la configurazione elettronica di un elemento e la sua posizione nella tavola. Osserviamo quella del fosforo in cui è stata sottolineata la configurazione elettronica esterna:

1s22s22p63s23p3
Questo elemento possiede gli elettroni di valenza nel livello 3 e infatti è posizionato nel 3° periodo della tavola periodica, gli elettroni di valenza sono 5 ( 2 nel sottolivello s e 3 nel sottolivello p) ed esso appartiene al gruppo V. Possiamo provare il procedimento inverso: il carbonio fa parte del 2° livello e appartiene al gruppo IV, la sua configurazione elettronica come era logico aspettarsi è infatti la seguente:
1s22s2
Per il fatto che le configurazioni elettroniche dei diversi elementi variano in modo periodico, anche molte proprietà correlate a questa struttura seguono lo stesso andamento facendo della tavola un'utile fonte di informazioni.

 

GRUPPI CARATTERISTICI
METALLI ALCALINI (GRUPPO I) ED ALCALINO-TERROSI (GRUPPO II)
Tutti i metalli del Gruppo I hanno un elettrone s nello strato esterno (ns1), mentre i metalli del Gruppo II anno due elettroni s esterni (ns2); gli elettroni
esterni debolmente trattenuti dal nucleo, rendono molto reattivi questi metalli, che perdono facilmente gli elettroni esterni e formano ioni stabili (con carica
+1 per i metalli alcalini, +2 per gli alcalino-terrosi).
Ad esempio:
Na ® Na+ + e-
Ca ® Ca2+ + e-
Presentano sempre stati di ossidazione di +1 e +2, rispettivamente; questi sono perfettamente giustificabili, osservando i valori delle energie di ionizzazione: ad esempio, nel caso di Na staccare il secondo elettrone richiede nove volte più energia rispetto al primo.

 

ALOGENI (Gruppo VII)
Caratterizzati tutti da molecole biatomiche, gli alogeni possono presentarsi in diversi stati fisici (lo iodio è solido, il bromo è liquido, cloro e fluoro sono gas); il loro nome, che significa .generatori di sali., sottolinea la forte reattività di questi non metalli che mostrano, nonostante alcune differenze, proprietà
molto simili tra loro, conseguenza della somiglianza tra le strutture elettroniche (ns2 np5, 7 elettroni nello strato esterno). Diversamente dagli elementi del blocco s, possono assumere nei composti diversi numeri di ossidazione.

GAS NOBILI (GRUPPO 0)
Sono caratterizzati da una grande inerzia chimica, che può essere messa in relazione con lo strato esterno completo (orbitali s e orbitali p completamente riempiti, ns2 np6), molto stabile. Si presentano come molecole monoatomiche e, a causa delle ridotte interazioni tra atomi, hanno bassi punti di ebollizione e di fusione.

DAL CARBONIO AL PIOMBO (GRUPPO IV)
Gli elementi di questo gruppo, tutti con configurazione elettronica dello strato esterno ns2 np2, mostrano, caratteristiche meno omogenee rispetto ad altri gruppi: il carbonio è un non-metallo, silicio e germanio sono metalloidi, stagno e piombo presentano le caratteristiche tipiche dei metalli. Le differenze di proprietà al crescere del numero atomico possono essere messe in relazione con l’aumento del carattere metallico (cui corrisponde una diminuzione del carattere non-metallico) a mano a mano che si scende lungo il gruppo.

METALLI DI TRANSIZIONE
Gli elementi dallo scandio (Z = 21) allo zinco (Z = 30) formano la prima serie degli elementi di transizione; analogamente, nei periodi successivi
possono essere individuate una seconda ed una terza serie. Nelle tre serie si ha il riempimento degli orbitali 3d, 4d e 5d, rispettivamente. In questa zona
della Tavola periodica gli elementi presentano analogia di proprietà anche orizzontalmente, ed ancora una volta questo può essere messo in
relazione con la struttura elettronica poco dissimile. Il terzo ed il quarto livello hanno energie vicine e risultano parzialmente sovrapposti: infatti, nell’ordine di riempimento degli orbitali l’orbitale 4s viene riempito prima del 3d, pur appartenendo ad un livello successivo.

I METALLI

La maggior parte degli elementi della tavola periodica presenta caratteristiche metalliche; queste aumentano procedendo da destra verso sinistra e dall'alto verso il basso cosicchè l'elemento con le caratteristiche metalliche più spiccate è quello che si trova in fondo al gruppo 1 (francio). Anche le famiglie dei lantanidi e degli attinidi che non compaiono nella figura a destra presentano caratteristiche metalliche.
I metalli presentano bassi valori sia di energia di prima ionizzazione che di elettronegatività e questo perchè possiedono pochi elettroni nel livello più esterno e tendono perciò a cederli trasformandosi in cationi. In questo modo essi assumono una configurazione elettronica più stabile simile a quella dei gas nobili (ottetto).
Proviamo a considerare un metallo qualsiasi: il sodio. La sua configurazione elettronica è la seguente:

Il sodio ha un unico elettrone di valenza che occupa il sottolivello s del livello 3; questo elettrone è trattenuto molto debolmente dal nucleo e viene quindi ceduto con facilità. Il sodio ha dunque una notevole tendenza a trasformarsi nel seguente catione:

In questo modo il sodio assume la configurazione elettronica del gas nobile che lo precede nella tavola periodica (il neon) e assume una configurazione elettronica ad ottetto nel livello 2. (ATTENZIONE! Perdendo un elettrone il sodio si trasforma in catione e non certo in un atomo di neon perchè il suo nucleo in questa trasformazione non è cambiato.)
Il fatto che i metalli si comportino in questo modo giustifica appieno i bassi valori di energia di ionizzazione e di elettronegatività riscontrabili in questi elementi; infatti poichè essi trattengono debolmente i propri elettroni di valenza l'energia che serve per allontanare l'elettrone più esterno sarà molto piccola come del resto sarà molto scarsa la tendenza ad attirare elettroni.

 

I NON METALLI I non metalli: si trovano alla destra della riga in grassetto che compare nella tavola periodica si trovano allo stato solido, liquido e aeriforme. non sono duttili e malleabili non sono buoni conduttori di elettricità e calore Solo una piccola parte degli elementi della tavola periodica presenta caratteristiche non metalliche; queste aumentano da sinistra verso destra e procedendo dal basso verso l'alto cosicchè l'elemento con le più spiccate caratteristiche non metalliche è il fluoro che si trova nell'angolo in alto a destra della Tavola. Dal punto di vista della configurazione elettronica i non metalli presentano parecchi elettroni nel livello più esterno e da ciò deriva la loro tendenza ad acquistare elettroni trasformandosi in anioni; così facendo essi assumono una configurazione elettronica più stabile simile a quella dei gas nobili (ottetto). Proviamo a considerare un non metallo qualsiasi: il fluoro. La sua configurazione elettronica è la seguente: F 1s22s22p5 Il fluoro ha 7 elettroni di valenza che occupano i sottolivelli s e p del livello 2; questo elemento ha dunque un'elevata tendenza ad acquistare l'ultimo elettrone necessario ad arrivare all'ottetto trasformandosi dunque nel seguente anione: F- 1s22s22p6 In questo modo il fluoro assume la configurazione elettronica del gas nobile che lo segue nella tavola periodica (il neon) e assume una configurazione elettronica ad ottetto nel livello 2. (ATTENZIONE! Acquistando un elettrone il fluoro si trasforma in anione e non certo in un atomo di neon perchè il suo nucleo in questa trasformazione non è cambiato.) Il fatto che i non metalli si comportino in questo modo giustifica gli elevati valori di energia di prima ionizzazione riscontrabili in questi elementi; infatti poichè essi trattengono fortemente i propri elettroni di valenza l'energia che serve per allontanare l'elettrone più esterno sarà molto elevata. I valori di elettronegatività dei non metalli sono anch'essi elevati.

 

PROPRIETA’ PERIODICHE
RAGGIO ATOMICO E RAGGIO IONICO
Determinare le dimensioni di un atomo pone qualche difficoltà, in quanto l’atomo non ha limiti definiti; sono state formulate varie definizioni di raggio atomico, inteso come metà della distanza tra i nuclei misurata alla distanza minima a cui possono avvicinarsi due atomi uguali. Nella tavola periodica, il
raggio atomico cresce nei GRUPPI dall’alto in basso, cioè all’aumentare del numero di livelli elettronici: infatti, al crescere di n, i livelli si troveranno
mediamente ad una maggiore distanza dal nucleo, e questo effetto sarà maggiore per piccoli valori di n, vista la più ampia differenza di energia tra due livelli successivi.
Muovendosi lungo un PERIODO, i raggi atomici diminuiscono da sinistra a destra, in quanto le cariche positive del nucleo risultano progressivamente maggiori; di conseguenza gli elettroni sono più trattenuti, con conseguente
contrazione delle dimensioni atomiche. Tuttavia, l’entità della diminuzione del raggio diventa meno rilevante a mano a mano che gli atomi sono più pesanti: in proporzione, l’aggiunta di un protone provoca una variazione della forza minore rispetto a quello che accade in un atomo piccolo. Infine, all’interno di una SERIE DI TRANSIZIONE, si ha una variazione di dimensioni molto limitata,
dovuta al fatto che la forza attrattiva del nucleo si mantiene approssimativamente costante.
Per quanto riguarda gli ioni, i cationi (a carica +) sono più piccoli degli atomi da cui derivano, in quanto gli elettroni rimasti sono più attratti dal nucleo. Al contrario, gli anioni (a carica -) hanno dimensioni maggiori, in quanto gli elettroni sono meno trattenuti dal nucleo e tendono ad allontanarsi a causa della reciproca repulsione. Per specie isoelettroniche, che hanno cioè lo stesso
numero di elettroni e la stessa configurazione, il raggio ionico diminuisce al crescere della carica e del numero atomico. Ad esempio, se confrontiamo Na, Mg, Ne, Na+ e Mg2+, abbiamo che Mg è più piccolo di Na (si trova più a destra nello stesso periodo), Ne ancora più piccolo (ha solo due livelli), i cationi sono più piccoli dei rispettivi atomi, in particolare, essendo Ne, Na+ e Mg2+ isoelettronici (10 elettroni, 1s2 2s2 2p6), Na+ è più piccolo di Ne (carica nucleare 11 contro 10 del neon) ed Mg2+ è ancora più piccolo.

 

Andamento generale del raggio degli atomi
 

ENERGIA DI IONIZZAZIONE

Si chiama energia di prima ionizzazione l’energia richiesta per allontanare un elettrone da un atomo neutro quando si trova allo stato gassoso.
La ionizzazione di un atomo può essere indicata nel modo seguente:

X + Energia ® X+ + e-

dove X rappresenta un atomo generico, X+ il corrispondente ione positivo, e- l’elettrone rimosso.
“ La energia di prima ionizzazione dipende strettamente dalla configurazione elettronica degli atomi”, per cui ha un tipico andamento periodico: le energie di ionizzazione degli atomi crescono da sinistra verso destra, diminuiscono dall’alto verso il basso nell’interno di un gruppo.
Questo andamento si comprende bene se si considerano le dimensioni degli atomi: gli elettroni degli strati più alti più lontani dal nucleo e quindi anche più schermati dagli elettroni interni, sono sempre più facilmente rimovibili.
Se ci ricordiamo inoltre che un atomo tende a essere stabile quando il suo strato, o quello sottostante, è completo ( ottetto completo) e questo lo fa o cedendo o acquistando elettroni. Oltre all’energia di prima ionizzazione si parla anche di energia di seconda ionizzazione, di terza ionizzazione, ecc. che sono le energie di ionizzazione necessarie per rimuovere i successivi elettroni:
processi di ionizzazione successiva possono essere così indicati:
X+ + Energia di 2a ionizzazione ®X2+ + e-
X2+ + Energia di 3a ionizzazione ® X3+ + e-
Chiaramente le energie di ionizzazione successiva sono maggiori rispetto all’energia di prima
ionizzazione perché si tratta di rimuovere elettroni (negativi) da ioni positivi.

 

 

 

AFFINITA’ ELETTRONICA
Mentre l’energia di ionizzazione si riferisce alla cessione di elettroni, l’AFFINITÀ
ELETTRONICA è una misura della variazione di energia che accompagna l’acquisto di un elettrone. Secondo le convenzioni comunemente adottate, essa
è negativa se la reazione è esotermica, e positiva per processi endotermici; valori positivi si hanno anche per acquisto di un secondo elettrone, che deve
vincere la repulsione con uno ione negativo. Passando da valori negativi a valori progressivamente più positivi, l’acquisto di un elettrone avviene via via con maggiore difficoltà.
In generale, atomi piccoli che occupano la parte destra della Tavola periodica hanno affinità elettroniche molto negative, dovute al fatto che un elettrone acquisito può disporsi più vicino al nucleo in un atomo di ridotte dimensioni. Per motivi opposti, gli atomi nella parte bassa dei gruppi, di dimensioni maggiori, avranno in generale affinità elettroniche meno negative rispetto agli elementi all’inizio del gruppo.
Quando un atomo fa parte di una molecola, la sua tendenza ad attrarre gli elettroni di legame può essere espressa in termini di elettronegatività.
Di questa proprietà periodica si parlerà in relazione alla natura dei legami.
Atomo(g) + elettrone → Atomo−(g) + energia (A.E.)
L’elettrone in più conferisce una carica negativa all’atomo che diventa uno ione negativo o anione.

L'ELETTRONEGATIVITA'
Un'importante proprietà degli elementi chimici è la loro elettronegatività. Possiamo definire questa grandezza nel seguente modo:

Questa grandezza viene di norma misurata utilizzando la scala creata dal chimico L.Pauling che attribuisce il valore più elevato (4) al fluoro e i valori più bassi agli elementi cesio e francio (0,7). Tutti gli altri elementi chimici possiedono valori di elettronegatività intermedi. I valori di elettronegatività sono numeri puri, non hanno cioè un'unità di misura, in quanto esprimono semplicemente la tendenza di un atomo ad attrarre elettroni. Questa grandezza ha molta importanza nel determinare il tipo di legame che si può instaurare tra due atomi.
Nella tavola periodica l'elettronegatività ha l'andamento riportato sotto:

Possiamo osservare che l'elettronegatività aumenta da sinistra verso destra lungo il periodo e dal basso verso l'alto lungo il gruppo. 

 

Fonte: http://www.liceocottini.it/documenti/FAD/chimica/3_TAVOLA%20PERIODICA.doc

sito web : http://www.liceocottini.it/

Autore del testo: non indicato nel documento di origine

 

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Tavola periodica degli elementi con numeri di ossidazione

NUMERO DI OSSIDAZIONE

 

Il numero di ossidazione (N.O.) rappresenta il numero di elettroni che vengono formalmente scambiati tra gli elementi legati in un composto, con segno negativo per gli elementi che accettano elettroni e segno positivo per gli elementi che cedono elettroni.

Gli elettroni vengono effettivamente ceduti e accettati solo nel caso del legame ionico puro (cioè quando tutti gli atomi sono sotto forma di ioni, p.es. Na+Cl-); negli altri casi lo scambio è solo formale.

Gli elementi più elettronegativi (l’elettronegatività aumenta andando da in basso a sinistra fino in alto a destra nella tabella periodica) tendono ad acquistare elettroni, quelli meno elettronegativi tendono a cedere elettroni. Quindi tra Cl (VII gruppo) e Na (I gruppo), Cl tenderà ad acquistare e Na a cedere 1 elettrone.

La somma dei numeri di ossidazione degli atomi deve essere uguale alla carica complessiva del composto. (a ogni elettrone ceduto corrisponde un elettrone accettato; nulla si crea e nulla si distrugge).

Da questa regola si può impostare un’equazione con tante variabili quanti sono i tipi di atomi presenti, con coefficienti uguali al numero di atomi di ciascun elemento. Per risolvere l’equazione occorre ovviamente conoscere N-1 variabili se si hanno N variabili.

H generalmente ha N.O.  = +1 (tranne che negli idruri e nell’idrogeno molecolare)

O ha generalmente N.O.  = -2 (tranne che nei perossidi e nell’ossigeno molecolare)

Gli alogeni hanno generalmente N.O. = -1 (tranne che nei composti ternari con l’ossigeno)

Gli elementi del I gruppo (Na, K ecc.) hanno N.O. + 1

Cli elementi del II gruppo (Ca, ecc) hanno N.O. + 2

 

esempi

Na (sodio metallico)	Na = 0 Il N.O. è uguale alla carica (nulla in un composto neutro)
Na+ (ione sodio)	Na = +1
Cl- (ione cloro)	Cl = - 1
NaCl (cloruro di sodio)	Na = +1, Cl = -1 Na cede elettroni, Cl acquisisce elettroni; in questo caso lo scambio di elettroni è effettivo, in quanto si tratta di un composto ionico puro.
HCl (acido cloridrico)	H = +1, Cl = -1 H è meno elettronegativo di Cl, e quindi cede elettroni; Cl accetta elettroni; in questo caso lo scambio è solo formale in quanto si tratta di un legame covalente.
O2 (ossigeno molecolare)	x = N.O. di O 2*x = 0 → x = 0 Siccome i due atomi di O sono uguali, a un elettrone ceduto dal primo ossigeno al secondo corrisponde un elettrone ceduto dal secondo ossigeno al primo e quindi il risultato è nullo
Cl2 (cloro molecolare	x = Cl 2*x = 0 x = 0
AsH3 (arsina)	x = As, y = H (= +1) x + 3.y = 0 x + 3.1 = 0 x = -3
PbCl2 (cloruro di piombo)	x = Pb, y = Cl (= -1) x + 2*y = 0 x + 2*-1 = 0 x = 2
SO4-2 (ione solfato)	x= S, y = O (= -2) x + 4*y = -2 x + 4*-2 =  -2 x = +6
H2Cr2O7 acido bicromico – non esistente in natura)	x= H (=-1), y = Cr, z = O (=-2) 2*x + 2*y + 7*z = 0 2*1+2*y+7*-2= 0 y= 6
Cr2O7-2 (ione bicromato)	x= = Cr, y = O (=-2) 2*x + 7*y = -2 2*x+7*-2= -2 Y= 6
H2O2 (perossido di idrogeno)	y= H (=+1); y = O 2*x+2*y = 0 2*1+2*y = 0 y = -1

 

Quando il composto è costituito da atomi tutti con N.O. variabile, occorre ricorrere alle proprietà chimiche degli elementi.

PbS (solfuro di piombo, galena)

Pb ha generalmente N.O.= 2, S di solito ha N.O. -2, +4, + 6, ma i N.O. più alti si osservano di solito nei composti con l’ossigeno. Quindi Pb = +2, S = -2

H─O─H	Il numero di elegami che esce da un atomo (cioè il numero di elettroni formalmente scambiati) rappresenta la valenza. In questo caso O = 2, H = 1
H←O→H	Se diamo un verso al legame, se cioè indichiamo la direzione verso cui gli elettroni vengono formalmente scambiati, possiamo calcolare il N.O.: ogni freccia che va in fuori vale -1, ogni freccia che va in dentro vale +1 ( gli elettroni ceduti valgono +1, gli elettroni accettati valgono -1). In questo caso O = -2, H = +1. (Questa rappresentazione non viene usata in chimica, ma è utile dal punto di vista didattico).
O↔O	In questo caso (per ciascun ossigeno) una freccia va in fuori(-1) viene compensata da una freccia che va in dentro (+1); il risultato è 0.

 

La valenza in genere è uguale al valore assoluto del N.O., tranne in casi come O2, in cui il N.O: = 0, mentre la valenza = 2 (vengono scambiati due elettroni ma in direzioni opposte che si compensano nel calcolo del N.O.).

La valenza è il numero di elementi monovalenti (in genere H) che si possono combinare con un elemento.

 

Fonte: http://hischool.weebly.com/uploads/1/2/6/5/1265472/numero_di_ossidazione.doc
Sito web: http://hischool.weebly.com/

Autore del testo: non indicato nel documento di origine

 

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