Ovviamente sono utili. Forse non li hai ancora incontrati, ma essere in grado di determinare lo stato di ossidazione di un atomo ci permette di capire le proprietà delle sostanze chimiche e come funzionano le reazioni redox.

Facciamo solo due esempi molto semplici. Ce ne sono molti di più. (Non voglio nemmeno entrare nella chimica organometallica, dove essere in grado di determinare lo stato di ossidazione è incredibilmente importante.)

Il permanganato di potassio, $ \ ce {KMnO4} $, contiene manganese uno stato di ossidazione +7. Ciò significa che avrebbe una configurazione elettronica identica al gas nobile argon: $ \ mathrm {1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6} $, e quindi i suoi $ \ mathrm {3d} $ orbitali sono vuoto.

Ora, si dice che la maggior parte dei composti di metalli di transizione siano colorati a causa delle cosiddette "transizioni dd *". Tuttavia, questo può verificarsi solo se gli orbitali d sono parzialmente riempiti - se non ci sono elettroni negli orbitali d, come in $ \ ce {KMnO4} $, non ci sono transizioni dd * disponibili.

In quanto tale, il colore viola intenso di $ \ ce {KMnO4} $ deve essere spiegato tramite un meccanismo diverso. In questo caso, è spiegato dal trasferimento di carica ligando-metallo.

Passaggio alla chimica organica. Supponiamo che tu abbia un cloruro acilico, $ \ ce {RCOCl} $, e lo desideri convertirlo in un'aldeide, $ \ ce {RCHO} $. Se calcoli i rispettivi stati di ossidazione dei carboni carbonilici, ottieni rispettivamente +3 e +1.

Quindi, questo ti dice di che tipo di reagente hai bisogno per effettuare questa trasformazione : hai bisogno di un agente riducente . L'idrogeno gassoso, $ \ ce {H2} $, è uno di questi esempi di agente riducente. Perché? Bene, è di nuovo a causa degli stati di ossidazione. $ \ ce {H2} $ ha idrogeno in uno stato di ossidazione di 0 e quando l'idrogeno forma un legame con il carbonio, ha uno stato di ossidazione di +1.

Gli stati di ossidazione sono fondamentali per capire perché le reazioni redox funzionano e perché alcune specie sono agenti riducenti (ad es. $ \ ce {LiAlH4} $: H (-1)) e perché altri sono agenti ossidanti (ad es. DMSO, $ \ ce { (CH3) 2SO} $, nell'ossidazione di Swern).

Direi che la principale rilevanza degli stati di ossidazione è qualitativa, non quantitativa. Abbastanza sicuro, è possibile fornire un quadro quantitativo dettagliato delle reazioni redox in termini di chimica quantistica senza mai menzionare gli stati di ossidazione, e gli stati di ossidazione in definitiva sono un riflesso estremamente semplificato di quell'immagine. Tuttavia, la maggior parte dei chimici la maggior parte delle volte non si interessa affatto del quadro dettagliato della chimica quantistica, perché stanno lavorando a un livello di astrazione significativamente più alto, e quindi la domanda su come uno stato di ossidazione si traduce in un'energia di legame (cfr. i commenti alla risposta di Ivan Neretin) semplicemente non vengono fuori. (Vedo che hai un profilo Stack Overflow. Esagerando un po 'la differenza, potrei dire che una domanda del genere è simile a chiedere a qualcuno che scrive un programma Java cosa sta facendo il programma con i registri x86.)

Due resoconti, già menzionati in vari modi in altre risposte, di come gli stati di ossidazione siano qualitativamente utili:

• Mezze reazioni (cfr. risposta di Marcel). Forniscono un'immagine chiara dei cambiamenti chiave in corso in una reazione redox e forniscono una base per l'assegnazione dei potenziali di ossidazione e riduzione. Le mezze reazioni, tuttavia, sono un'astrazione, un'astrazione che non sarebbe neanche lontanamente significativa se non venissero interpretate in termini di stati di ossidazione. Ad esempio, in $ \ ce {3 e− + 2 H2O + MnO4- -> MnO2 + 4OH -} $ il luogo di interesse per qualcuno che pensa in termini di reazioni redox è ciò che sta succedendo con gli atomi di manganese, e il fatto che è il loro stato di ossidazione che cambia, e non quello degli atomi di idrogeno o ossigeno, lo riflette. A proposito, anche se non è necessario utilizzare mezze reazioni per bilanciare le equazioni redox, è sempre stato il mio metodo preferito, poiché ha abbastanza senso dal punto di vista chimico che rende molto più difficile fare stupidi errori aritmetici.

• Classificazione delle specie chimiche (cfr. risposta di Ivan Neretin). Gli stati di ossidazione possono dare un'idea approssimativa, ma molto utile, di alcune proprietà delle specie chimiche, come la reattività redox. Ad esempio, i composti di cloro -1 possono essere belli e stabili (pensa al sale da cucina, $ \ ce {Cl -} $), mentre i composti di cloro +1 tendono ad essere ossidanti piuttosto forti (pensa alla candeggina, $ \ ce {ClO -} $ ). Non sorprende che occasionalmente le specie prendano il nome dal loro stato di ossidazione chiave (cfr. La risposta di Marcel).

Se si desidera un'interpretazione più diretta in termini di proprietà fisica : lo stato di ossidazione corrisponde vagamente alla densità di elettroni attorno a un atomo, rispetto a come sarebbe se quell'atomo fosse caricato in modo neutro e isolato. Non dovresti aspettarti una formula effettiva per ottenere densità di elettroni dagli stati di ossidazione (dato quanto è sciolta la corrispondenza), né confrontare densità di elettroni assolute attorno a diversi atomi usando stati di ossidazione (dato che i valori sono relativi).

Per avere un'idea migliore del tipo di corrispondenza di cui sto parlando, immagina un atomo di cloro neutro. Se un elettrone viene aggiunto al suo guscio elettronico (risultando così in un anione cloruro, $ \ ce {Cl -} $, che ha carica -1), si verifica un aumento della densità elettronica. Supponiamo ora che, invece di ottenere semplicemente un elettrone in più, l'atomo di cloro formi un legame con un atomo di idrogeno neutro, formando una molecola $ \ ce {HCl} $. La situazione è abbastanza diversa dalla prima, in quanto la coppia di elettroni che formano il legame covalente è condivisa da entrambi gli atomi, in un modo che può essere accuratamente caratterizzato in termini chimici quantistici (orbitali molecolari, ecc.). Tuttavia, il legame non è simmetrico, ma inclinato verso l'atomo di cloro, in modo che la densità di elettroni attorno ad esso sia maggiore di quanto non fosse nello stato neutro e isolato, sebbene inferiore rispetto al caso dell'anione cloruro (e viceversa per l'idrogeno atomo). La principale semplificazione coinvolta nell'assegnazione degli stati di ossidazione è ignorare questa sottigliezza: diciamo che il cloro è in uno stato di ossidazione -1 sia in $ \ ce {Cl -} $ che in $ \ ce {HCl} $. Infine, vale la pena notare che l'aggiunta di un elettrone all'atomo di cloro neutro promuove una riconfigurazione elettronica (cfr. La parte sul permanganato nella risposta di orthocresol) che sembra portare a uno stato molto stabile (un gas nobile configurazione elettronica). Questo spiega perché i composti -1 del cloro sono relativamente stabili accanto a quelli con stati di ossidazione più elevati ($ \ ce {Cl2} $, $ \ ce {ClO -} $, ecc.), Che tendono ad essere potenti ossidanti.

L'esempio illustra come gli stati di ossidazione siano, dalla prospettiva che sto adottando qui, un'approssimazione (fingendo che tutti i legami siano completamente simmetrici o completamente distorti verso l'atomo più elettronegativo) di un'approssimazione (usando le cariche come proxy per la densità elettronica) . Tuttavia, sono utili nella misura in cui:

• Offri un semplice modello di trasferimento di elettroni nelle reazioni redox (e nota che questo è abbastanza indipendente da tutto ciò che ho detto sulle densità di elettroni: il lavoro di Faraday sull'elettrochimica, ad esempio, precede la meccanica quantistica e la scoperta dell'elettrone da diversi decenni).

• Può catturare le tendenze generali tra le specie chimiche di un elemento, servendo così come base per l'euristica. Dati i molti livelli di approssimazione coinvolti, queste sono euristiche e non regole rigide (il che spiega perché nessuno ti ha dato regole rigide qui). Per andare oltre l'euristica, devi guardare alla configurazione elettronica in ogni caso particolare, che, a parte casi molto semplici (come $ \ ce {Cl -} $) è semplicemente accennata dallo stato di ossidazione.

Quando eravamo piccoli e i computer erano enormi, i libri di matematica per bambini erano pieni di trucchi per rapidi calcoli mentali, come "moltiplicare x per 9, moltiplicare per 10 e sottrarre x" oppure "per trovare un quadrato di un numero che termina con 5, ad esempio 65, ad esempio $ 6 \ cdot7 = 42 $ e aggiungi 25" . Ebbene, gli stati di ossidazione sono molto simili. Certo, puoi bilanciare praticamente qualsiasi cosa senza di loro altrettanto bene, ma siamo abituati a farlo a modo nostro.

Inoltre, conoscere i tuoi stati di ossidazione ti dà un'idea approssimativa di cosa aspettarti dal composto. Ossiderà tutto, compresa la mia pelle se ne avrà la possibilità? o sarà indifferente? o ridurrà tutto, al punto da accendersi spontaneamente nell'aria? reagirà con questo e quest'altro?

Gli stati di ossidazione vengono utilizzati per la "contabilità elettronica". Questo è utile nelle reazioni redox, dove abbiamo bisogno di sapere quali specie sono ossidate e ridotte. Per estensione, gli stati di ossidazione sono uno strumento importante per determinare i rapporti di reazione.

Ad esempio:

$ \ ce {Zn (s) + Cu ^ 2 + (aq) -> Zn ^ 2 + (aq) + Cu (s)} $

$ \ ce {Cu: + 2->0} $

$ \ ce {Zn: 0-> +2 } $

Quindi sappiamo che lo zinco viene ossidato e il rame viene ridotto. Sebbene questo sia ovvio dall'equazione di reazione, non sarà il caso delle reazioni redox "più disordinate" e gli stati di ossidazione ci aiutano a capire cosa sta succedendo.

Ci permettono anche di distinguere tra composti utilizzando numeri di ossidazione: ad esempio è il numero di ossidazione che ci permette di distinguere tra ossido di ferro (II) e ossido di ferro (III).

Dobbiamo tenere presente, tuttavia, che gli stati di ossidazione sono un concetto puramente teorico, e in realtà non esistono come quantità fisiche. Quando usiamo gli stati di ossidazione, stiamo essenzialmente supponendo che tutti i legami abbiano un carattere puramente ionico - questo è raramente il caso.

1. Per composti semplici di elementi con elettronegatività notevolmente diversa, gli stati di ossidazione sono utili per distinguere il composto dal potere ossidativo / riduttivo. Detti poteri possono, in una certa misura, essere usati per prevedere con quale probabilità procederanno particolari reazioni. Ad esempio, gli alogeni negli stati di ossidazione più elevati sono tutti buoni ossidanti e il carbonio è un riduttore. Pertanto, è probabile che gli ossoalogenati reagiscano con il carbonio, a volte violentemente.

Il potere ossidativo si manifesta come potenziale dell'elettrodo e quindi esiste oggettivamente. A volte, tuttavia, il potenziale dell'elettrodo è davvero difficile da ottenere o può essere misurato solo in condizioni esotiche.

Allo stesso modo, ogni elemento ha stati di ossidazione "preferiti", corrispondenti ai composti più stabili.

Questo uso, tuttavia, è rilevante solo nella chimica inorganica di semplici composti di elementi con elettronegatività molto diversa. Quando è coinvolta la catenazione o gli elementi collegati hanno una stretta elettronegatività, l'elettronegatività formale perde potere predittivo. La situazione può essere in qualche modo salvata da "correzioni" ad hoc, come certi vicini di atomi che stabilizzano stati di ossidazione superiori / inferiori / non standard, ma ...

2. Gli stati di ossidazione sono utili per bilanciare le equazioni redox, sebbene l'ordine di elettronegatività utilizzato per calcolarle non abbia importanza.

Certamente, è possibile bilanciare l'equazione senza di esse, sia ad-hock, sia usando la metà metodo di reazione.

Gli stati di ossidazione sono di uso marginale nella chimica organica e metaloorganica e nella chimica dei cluster poliedrici. D'altra parte, la definizione di "composti di elementi con elettronegatività fortemente diverse" comprende le sostanze chimiche più comuni e le sostanze quotidiane. Quindi, gli stati di ossidazione SONO utili.

Gli stati di ossidazione si basano sui numeri di ossidazione. Un numero di ossidazione è la carica, o carica apparente, di un atomo o gruppo di atomi quando si combina in un composto.

Il numero di ossidazione di un atomo è determinato dalla regola dell'ottetto. Questo afferma che gli atomi sono particolarmente stabili quando hanno otto elettroni nel loro guscio esterno. Il guscio esterno è in qualche modo una semplificazione rispetto al modello quantistico dell'atomo, ma funziona molto bene per scopi particolari. Ciò che è importante è che questi elettroni esterni siano il modo in cui l'atomo si presenta al mondo e interagisce con altri atomi. Man mano che avanzi nella tavola periodica, ogni atomo ha un elettrone aggiuntivo per bilanciare elettricamente il protone aggiuntivo. Questi elettroni vengono aggiunti in modo tale che non ce ne siano mai più di otto nel guscio esterno. Una notevole eccezione alla regola dell'ottetto è il primo guscio che può contenere solo un massimo di due elettroni.

Cominciamo con l'ossigeno che ha otto elettroni. Due di questi sono nel guscio più interno, lasciandone sei nel 2 ° guscio che è nel guscio esterno dell'ossigeno. Secondo la regola dell'ottetto, l'ossigeno ha bisogno di altri 2 elettroni per dargli un ottetto. Il suo numero di ossidazione è -2. Perché negativo? Se guadagna questi elettroni per completare il suo ottetto, verrà caricato negativamente.

Vediamo ora il sodio. 2 elettroni nel 1 ° guscio, 8 nel 2 ° e 1 nel 3 ° guscio. Quindi Na ha bisogno di guadagnare 7 elettroni per formare un ottetto nel 3 ° guscio. È chiedere troppo, il suo nucleo non è all'altezza del compito elettrico. Ma cosa succede se perde quell'elettrone esterno solitario? Quindi il 2 ° guscio diventa il guscio esterno e, poiché ha un ottetto, il Na sarà stabile. Verrà inoltre addebitato +1 che è il numero di ossidazione tipico del sodio.

Allora, da dove prende l'ossigeno i due elettroni di cui ha bisogno per formare un ottetto? Dove il sodio scarica il suo elettrone per formare un ottetto? Un modo è che due atomi di sodio cedano ciascuno un elettrone a un atomo di ossigeno. Ciò significa che il sodio e l'ossigeno dovrebbero combinarsi in un rapporto di 2 a 1. In effetti, si forma Na2O poiché l'ossigeno ora negativo è attratto dai sodio ora positivi. In questo composto lo stato di ossidazione dell'ossigeno è -2, quello del sodio è +1.

È semplicistico immaginare che gli elettroni siano completamente trasferiti tranne nel caso in cui si formano gli ioni. In acqua, gli elettroni sono condivisi tra due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno. Ogni idrogeno ha bisogno di uno in più per riempire il suo guscio esterno (il 1 ° guscio richiede solo due per riempirsi). L'ossigeno, come al solito, ha bisogno di 2 nore per fare un ottetto. Quindi, risultati H2O. Ma gli elettroni non sono condivisi equamente, l'ossigeno esercita un'attrazione più forte su di loro e ottiene una carica parziale di -2, il suo numero di ossidazione nell'acqua. Gli idrogeni condividono uno di quegli elettroni dell'ossigeno per completare il suo guscio esterno, ma sia quell'elettrone che quello che l'idrogeno aveva da solo vengono allontanati dall'idrogeno verso l'attrazione più potente dell'ossigeno. Ciò si traduce in una carica positiva parziale sull'idrogeno rispetto al suo stato atomico. Numero di ossidazione e stato di ossidazione -1.

Questo è solo l'inizio di una discussione completa su questo. La conclusione è che i numeri di ossidazione ci aiutano a comprendere e scrivere formule chimiche per i composti chimici. Le formule corrette ci aiutano a scrivere e bilanciare le equazioni chimiche. Le corrette equazioni chimiche ci aiutano a superare il corso di chimica e a laurearci.

1.uso del numero di ossidazione nella nomenclatura.Devi aver sentito parlare di solfato di ferro (III) Fe2 (SO4) 3, il motivo per scriverlo come solfato di ferro (III) è perché ogni atomo di ferro ha uno stato di ossidazione di + 3 qui. Inoltre, indichiamo Magnetite (Fe3O4) come ossido di ferro (II, III), questo perché due atomi di ferro mostrano uno stato di ossidazione di +3 e un atomo di ferro mostra uno stato di ossidazione di +2 nella Magnetite.

2.Gli stati di ossidazione degli elementi sono utili per bilanciare la reazione redox.Le reazioni elementari come Mg + O2 -----> MgO possono essere bilanciate semplicemente colpendo e provando, ma quando si tratta di bilanciare una reazione redox, il Gli stati di ossidazione degli elementi coinvolti dovrebbero essere conosciuti. Aiuta semplicemente a determinare quale copound si comporterà come agente ossidante e quale si comporterà come agente riducente.

Spero che tu abbia ricevuto il mio messaggio.

Sono passati anni da quando ho ottenuto la mia laurea in chimica (che purtroppo non ho usato da allora), ma ci sono due contesti in cui emergono gli stati di ossidazione -

(1) come sottolineato in molti le risposte, questo può fornire una scorciatoia per bilanciare le equazioni chimiche in generale. In questo utilizzo, non è così eccezionale o necessario in questo momento.

(2) Più specificamente, è utile per caratterizzare gli stati degli atomi di metallo in legami principalmente ionici. Questa è in un certo senso una variazione rispetto alla risposta più generale, ma qui può essere davvero utile. Da quello che ricordo, ci sono molte occasioni in cui stai cercando di scambiare la parte metallica di un legame ionico (ovviamente "ionico" vs. "covalente" è un po 'un'astrazione), ma gli ioni metallici si comportano in modo diverso a seconda stato di ossidazione. Una differenza specifica è le loro proprietà elettromagnetiche: la differenza tra gli stati di ossidazione riflette una differenza nella disposizione dei loro elettroni (in un'astrazione). Pertanto, gli stati di ionizzazione forniscono un modo per capire che stai andando a bilanciare le cose semplicemente guardando quel numero. Vuoi far precipitare l'oro? Conoscere lo stato di ossidazione ti dirà la reazione più semplice.

Soprattutto quando si tratta di sali, spesso non ci interessa (troppo) cosa c'è dall'altra parte del Cl - useremo per la nostra reazione, ma ci interessa quale sia lo stato di ossidazione per sapere quanto X + Cl- aggiungere.

Domanda: quanti potassio e quanto calcio ho bisogno per neutralizzare l'acido solforico?

• Risposta senza numeri di ossidatina: come diavolo posso saperlo?
• Risposta # 2 senza numeri di ossidazione: mescolalo e guarda cosa succede.
• Rispondi con i numeri di ossidazione:

L'acido solforico contiene zolfo allo stato di ossidazione $ \ ce {S ^ {VI}} $ e gli acidi, ad eccezione di quelli alogeni, si formano con una quantità appropriata di ossigeno e idrogeno. La regola pratica insegnata ai bambini è "dividi il numero di ossidazione del [suplhur] per due. Arrotondalo per eccesso e avrai il numero di ossigeni. Quindi aggiungi un idrogeno. Se non hai bisogno di arrotondare, aggiungi un ossigeno e due idrogeni. "

Pertanto l'acido solforico è $$ \ ce {H_2SO_4 = H_2 ^ IS ^ {VI} O_4 ^ {- II}} $$ e in acqua si dissolve $$ \ ce {H_2SO_4 + 2H_2O -> (SO_4) ^ {- II} + 2 (H_3O) ^ +} $$

Ora passiamo alla nostra domanda, come neutralizzare questa soluzione acida? Scrivi le reazioni: $$ \ ce {(SO_4) ^ {- II} + 2 (H_3O) ^ + + Ca ^ 0 -> Ca ^ {II} (SO_4) ^ {- II} + H_2 ^ 0 + 2 (H_2O ) ^ 0} $$$$ \ ce {(SO_4) ^ {- II} + 2 (H_3O) ^ + + 2K ^ 0 -> K_2 ^ {I} (SO_4) ^ {- II} + H_2 ^ 0 + 2 (H_2O) ^ 0} $$

La risposta è che per neutralizzare una mole di acido solforico è necessaria una mole di calcio o due moli di potassio.

tl; dr
I numeri di ossidazione e altre regole ti dicono che $ \ ce {C_2O_5} $ non esiste e perché. Lo stesso per $ \ ce {CaSO_4, KS, HO_4} $, ecc.