Valenţa şi numărul de oxidare - partea II

Am văzut lecția trecută că numărul de oxidare al unui element este o noțiune mai generală prin care putem defini valența, astfel încât să cuprindă atât electrovalențele ionilor care formează compușii ionici,

cât și covalența atomilor care formează compușii moleculari. Practic, numărul de oxidare este o sarcină teoretică, sarcină atribuită atomilor după anumite reguli despre care am vorbit data trecută.

Numărul de oxidare se mai poate determina și în funcție de electronegativitate. Regula pentru efectuarea acestui calcul este următoare. Numărul electronilor de valență a atomului în stare liberă minus numărul de electronilor de valență care sunt mai puterni ca traiași de atom în moleculă sau în ionul poliatomic.

Aici ne putem gândi, cum am făcut mai devreme acel exercițiu de imaginație, că ar fi numărul electronilor de valență pe care îi ar avea un atom dacă ar face parte dintr-un compus ionic.

Să vedem prin câteva exemple cum se determină numărul de oxidare în funcție de electronegativitate.

În cazul moleculei de clor, știm că atomul de clor are în stare liberă 7 electroni pe ultimul strat. În molecula de clor, dubletul electronic de legătură este împărțit egal între cei 2 atomi de clor pentru că, fiind atomi identici, ei au aceeași electronegativitate.

Așa că numărul de oxidare al atomilor de clor îl vom calcula astfel.

7, numărul electronilor de valență ai atomului în stare liberă, minus 7, care în această moleculă nepolară formată din atomi identici, este numărul electronilor de valență care sunt atrași de atom în molecula de clor.

În cazul acidului florhidric, atomul de clor are în stare liberă 7 electroni pe ultimul strat, iar în molecula de acid florhidric, dubletul electronic de legătură se deplasează mai mult spre clor pentru că el are o electronegativitate mai mare.

Astfel, el atrage mai puternic 8 electroni, deci numărul de oxidare al clorului va fi 7 minus 8, adică minus 1.

În molecula de acid florhidric, dubletul electronic de legătură la care hidrogenul contribuie că un electron este atras mai puternic de clor, deci practic hidrogenul atrage mai puternic 0 electroni.

Așa că numărul său de oxidare va fi 1 minus 0, adică plus 1.

În cazul diflorului de oxigen, dacă nu v-ați convins mai devreme că oxigenul are numărul de oxidare plus 2, îl vom calcula acum.

Știm că oxigenul are 6 electroni de valență în stare liberă și minus 4 electroni, deci numărul de oxidare al oxigenului va fi plus 2.

Dar de ce minus 4 electroni?

Ei bine, acestea sunt număruri de electroni care au rămas mai fideli nucleului de oxigen, după ce ceilalți 2 electroni pe care i-am reprezentat cu roșu sunt mai puternic atrași de cei 2 atomi de flor.

Deci, dacă am calculat numărul de oxidare al unui atom de flor din această moleculă, ar fi exact ca în molecula de acid florhidric.

Știm că atomul de flor are electronegativitate mai mare decât a oxigenului.

Astfel, numărul de oxidare al florului, ca și în cazul acidului florhidric, va fi minus 1 pentru că fiecare atom de flor atrage mai puternic către el dubletul de legătură luând câte un electron de la oxigen.

Această metodă de determinare a numerelor de oxidare ale elementelor cu ajutorul electronegativității lor, cât și regulile de calcul prezentate lecția trecută, vor contribui la o mai bună înțelegere a felului în care elementele chimice reacționează.

Totuși, ne va fi de folos să înțelegem și care este corelația între numerele de oxidare și grupa din tabelul periodic în care se află atomii elementelor.

Depinzând de numărul de electron de valență, elementele își aleg calea prin care își realizează configurația stabilă.

Să începem cu elementele din grupele principale, adică aceste două grupe și aceste șase grupe.

Să ne reamintim că, în cazul acestor grupe principale, numărul electronilor de valență corespunde cu numărul grupei la primele două grupe principale, iar la următoarele șase cu numărul grupei minus zece.

Deci, în grupa 1, elementele au câte un electron de valență, în grupa 2, elementele au câte două electroni de valență, elementele din grupa 13 au câte trei electroni de valență și, tot așa, câtre 4, 5, 6, 7 electroni de valență și, într-un final, gazele nobile cu 8 electroni de valență.

Bun, elementele care au mai puțin de 4 electroni de valență pe ultimul strat, adică elementele din primele trei grupe principale, pot ajunge mai ușor la configurația stabilă, cedând acești electroni.

Astfel, aceste elemente se vor transforma în ioni pozitivi.

De exemplu, magneziul din grupa a doua. Magneziului îi voi reprezenta electronii de valență cu două puncte. Deci, magneziul va ceda acești două electroni, fără să facă prea multe figuri, și se va transforma în ionul pozitiv, magneziul 2+.

Așadar, în cazul elementelor care pot forma ion pozitiv, numărul de oxidare este egal cu electrovalența elementului. Așa cum și numărul de oxidare al sodiului din clorura de sodiu este egal cu sarcina ionului din acest compus, adică plus 1, sau cum în cazul calciului din oxidul de calciu, numărul de oxidare va fi egal cu plus 2, care este și electrovalența ionului de calciu.

În cazul elementelor ale căluri atomii au mai mult de patru electroni de valență pe ultimul strat, deci elementele din grupele 15, 16 și 17, gazele nobile nu are los să le luăm în considerare, ei nu vor nici să dea, nici să primească electroni, pentru că sunt perfect mulțumite cu optetele lor.

În schimb, în cazul elementelor din aceste trei grupe, ar fi nevoie de o energie de ionizare foarte mare pentru a ceda toți electronii de valență, de aceea ei nu formează ion pozitiv.

Pentru aceste elemente e mai ieftin, din punct de vedere energetic, să primească electroni pentru a ajunge la configurația de octet și să vedem și cum ne dăm seama de câți electroni are nevoie un atom pentru a ajunge la configurația de octet.

E simplu, știm că vrea să aibă 8 electroni pe ultimul strat, dar el are numai 5, 6 sau 7 electroni de valență, deci facem diferența dintre 8 și numărul electronilor de valență.

Spre exemplu, clorul are 7 electroni de valență, deci el mai trebuie doar să accepte un electron.

Deci clor plus un electron, obținem ionul clor minus care are octet pe ultimul strat, sau oxigenul care are 6 electroni de valență.

8 minus 6 egal cu 2, deci oxigenul va primi 2 electroni pentru a ajunge la configurația de octet pe ultimul strat.

Deci, acceptând electroni, elementele se transformă în ion negativ.

Lucrurile sunt foarte clare în cazul primelor trei grupe principale și în cazul grupelor 15, 16 și 17.

Dar, în caz aparte, îl reprezintă elementele grupei 14, care au în stratul de valență, ns2, np2, 4 electroni, n fiind numărul perioadei.

Deci, aceste elemente din grupa 14 principală se află chiar între cele două situații.

Pentru a ajunge la o configurație electronică stabilă, ele pot fie să cedeze 4 electroni, fie să primească 4 electroni,

sau ele mai pot să pună în comun 4 electroni.

Primele două elemente din grupă, carbonul și siliciu, își obțin configurația stabilă de octet prin punere în comun a celor 4 electroni de valență.

Deci, în marea majoritatea compușilor lor, carbonul și siliciu au numărul de oxidare plus 4.

Carbonul are în compușii lui anorganici numărul de oxidare maxim, caracteristic plus 4, de exemplu în dioxidul de carbon.

Carbonul are plus 4, dar are și numărul de oxidare plus 2 în monoxidul de carbon.

În schimb, celelalte elemente din grupă, 14, staniul și plumbul, pot avea și electrovalență pozitivă, adică ele pot ceda electronii de valență.

Am discutat despre asta când a fost vorba despre variația energiei de ionizare în grupă.

Cu cât numărul atomic Z este mai mare și volumul atomic crește, cu atât electronii de pe ultimul strat sunt mult mai departe de nucleu,

astfel încât electronii se pot desprinde un pic mai ușor de înveliș, pentru că forța de atracție a nucleul nu mai este atât de puternică.

Astfel că, deși primele elemente din grupă preferă să pună în comun electron, plumbul și staniul pot și să cedeze electron pentru că electronii de valență nu mai sunt atât de atrași de nucleu.

Staniul și plumbul sunt situate în perioada a V și a VI, deci au electronii de valență pe stratul V, respectiv pe stratul VI.

Și astfel, aceste elemente pot cedea fie toți cei patru electroni de valență, fie numai doi electroni, adică electronii V pe II, respectiv electronii VI pe II.

Deci, elementele staniul și plumb cu cei patru electroni de valență ai lor au majoritatea compușilor pe care îi formează numărul de oxidare plus 2 și plus 4.

Spre exemplu, staniul poate forma doi oxizi, oxidul de staniu în care are numărul de oxidare plus 2 sau poate forma dioxidul de staniu în care staniul are numărul de oxidare plus 4.

La fel și în cazul plumbului, oxidul de plumb în care plumbul are plus 2 și dioxidul de plumb în care plumbul are numărul de oxidare plus 4.

În denumirea compușilor elementelor care pot avea numere de oxidare diferite, numărul de oxidare se scrie punând cifra romană între paranteze.

Spre exemplu, staniu formează și două tipuri de cloruri, clorura de staniu II și clorura de staniu IV.

Deci, pentru a scrie denumirea clorurii de staniu, vom scrie clorură de staniu II cu 2 cifre romană în paranteză sau clorură de staniu IV cu 4 cifre romană în paranteză.

În ceea ce privește numerele de oxidare ale elementelor din grupele secundare, cele 10 grupe scurte de la mijlocul tabelului periodic, lucrurile stau puțin altfel.

Să ne reamintim că, la elementele din grupele secundare, electronul distinctiv ocupe un substrat aflat mai în interiorul înverișului electronic în raport cu ultimul strat.

De aceea, elementele din grupele secundare pot folosi ca electron de valență, fie electronii de valență din stratul exterior, fie electronii din stratul în care se află electronul distinctiv.

Electronul distinctiv adică ultimul electron care ocupă un orbital.

Și astfel, aceste elemente pot avea mai multe numere de oxidare în diversi compuși chimici.

În general, cu cât numărul grupei secundare a elementului e mai mare, cu atât acesta poate avea mai multe numere de oxidare.

Să luăm, ca exemplu, manganul care se află în grupa șaptea secundară.

Manganul formează compuși în care se găsește în stări de oxidare diferite cu numere de oxidare de la plus 2 la plus 7.

În ionul mangan 2+, din sulfatul de mangan, numărul de oxidare al manganului este plus 2.

În dioxidul de mangan, numărul de oxidare al manganului este plus 4.

Sau manganul poate avea numărul de oxidare plus 7 în permanganatul de potasiu.

Manganul mai are și alte numere de oxidare în compuși mai puțin stabili.

După cum am zis și la început, cunoașterea noțiunii de număr de oxidare și a semnificației ei ne va ajuta foarte mult când vom discuta despre reacții.

Ba chiar vom reveni puțin asupra numerelor de oxidare mai încolo când vom vorbi despre reacțiile de oxidoreducere.