Il numero di ossidazione è definito come la differenza tra il numero di elettroni di valenza e quello e il numero che rimane dopo aver assegnato tutti gli elettroni di legame all'atomo più elettronegativo di ogni coppia.
Le proprietà chimiche degli elementi mostrano uno substrato di proprietà periodiche che costituiscono la base essenziale su cui costruire l'indagine dettagliata delle proprietà dei singoli elementi.
Appare evidente che gli elementi che vengono dopo i gas nobili tendono a perdere con facilità gli elettroni esterni per formare composti ionici.
Così i metalli alcalini, i metalli alcalino-terrosi e i metalli terrosi tendono a formare ioni positivi.
Questa elevata tendenza a formare ioni deriva dalla particolare stabilità della configurazione elettronica s2p6 dei gas nobili che viene raggiunta da tali metalli perdendo rispettivamente uno, due e tre elettroni. Gli elementi del blocco p mostrano un comportamento più complesso con diversi stati di ossidazione e con formazione di composti sia ionici che covalenti.
Il massimo numero di ossidazione di questi elementi è dato dalla somma degli elettroni s e p più esterni; i successivi stati di ossidazione , che hanno una relativa stabilità differiscono dal precedente per un multiplo di due.
Così gli elementi del Gruppo 3 cui compete una configurazione elettronica esterna s2p1 hanno come stati di ossidazione stabili +3 e +1. Gli alogeni che hanno configurazione elettronica esterna s2p6 hanno numeri di ossidazione +7, +5, +3, +1 e -1.
Blocco p
Nei primi gruppi del blocco p il numero di ossidazione più elevato è quello più stabile nel caso degli elementi più leggeri (così, ad esempio il boro ha come numero di ossidazione +3), mentre gli elementi più pesanti hanno il numero di ossidazione più basso ( il tallio, infatti, che appartiene allo stesso gruppo del boro ha numero di ossidazione +1). Nei gruppi più vicini al gruppo dei gas nobili, cioè nei gruppi che presentano un maggior numero di elettroni p, il comportamento è più complesso: tali elementi, infatti, tendono a formare composti ionici come O2-, Cl– con elementi poco elettronegativi perché tendono a sommare due o un elettrone rispettivamente per raggiungere una configurazione esterna quale quella del gas nobile che li segue. Tali elementi, tuttavia, tendono a formare composti covalenti con elementi più elettronegativi.
Per formare tali composti fanno principalmente uso degli orbitali s e p più esterni perché gli orbitali d interni, completamente occupati, diventano sempre più stabili all'aumentare del numero di elettroni p. La grande differenza di energia degli orbitali ns e np nei primi due elementi chiarisce la motivazione per la quale i primi due elementi di ciascun gruppo, che non hanno elettroni d, presentano caratteristiche chimiche molto diverse come, ad esempio fluoro e cloro.
Blocco d
Gli elementi del blocco d hanno una chimica ancora più complessa, infatti i vari elementi possono avere molti e differenti stati di ossidazione il più elevato dei quali è uguale alla somma degli elettroni s e d più esterni della loro configurazione elettronica. Gli stati di ossidazione più elevati si verificano alla fine della transizione ma non sono i più stabili. Gli stati di ossidazione elevati, sono più comuni all'inizio e nella fase centrale della transizione piuttosto che alla fine.
Numeri di ossidazione più comuni
Nella seguente tabella sono riportati gli stati di ossidazione più comuni degli elementi della prima transizione che fanno parte del quarto periodo.
| elemento | Configurazione elettronica esterna |
Numeri di ossidazione |
|||||||||
| -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | ||
| K | 4s1 | 0 | +1 | ||||||||
| Ca | 4s2 | 0 | |||||||||
| Sc | 3d14s2 | 0 | +3 | ||||||||
| Ti | 3d24s2 | 0 | +2 | +3 | +4 | ||||||
| V | 3d34s2 | 0 | +2 | +3 | +4 | +5 | |||||
| Cr | 3d54s1 | 0 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | ||||
| Mn | 3d54s2 | 0 | +2 | +3 | +4 | +6 | +7 | ||||
| Fe | 3d64s2 | 0 | +2 | +3 | +6 | ||||||
| Co | 3d74s2 | 0 | +2 | +3 | |||||||
| Ni | 3d84s2 | 0 | +2 | +4 | |||||||
| Cu | 3d104s1 | 0 | +1 | +2 | |||||||
| Zn | 3d104s2 | 0 | +2 | ||||||||
| Ga | 3d104s24p1 | 0 | +2 | +3 | |||||||
| Ge | 3d104s24p2 | 0 | +2 | +4 | |||||||
| As | 3d104s24p3 | 0 | +3 | +5 | |||||||
| Se | 3d104s24p4 | -2 | 0 | +4 | +6 | ||||||
| Br | 3d104s24p5 | -1 | 0 | +1 | +5 | +7 | |||||
| Kr | 3d104s24p6 | 0 | |||||||||
Osservazioni
Come si può osservare da questa tabella gli elementi del blocco s (potassio e calcio) hanno un solo numero di ossidazione oltre a quello zero dell'elemento puro, i metalli di transizione (dalla scandio allo zinco) hanno più numeri di ossidazione (in particolare quelli della prima parte della transizione).
Inoltre gli stati di ossidazione variano di una unità per gli elementi del blocco d mentre, nel caso degli elementi del blocco p variano di due unità. Si considerino, ad esempio, due elementi che hanno sette elettroni cosiddetti di valenza e precisamente il manganese e il bromo, ovvero configurazioni esterne 3d54s2 e 4s24p5 . Il manganese ha gli stati di ossidazione più comuni +7, +6, +5, +4, +3, +2 mentre il bromo ha gli stati di ossidazione più comuni +5, +3, +1 e -1.
Un'altra distinzione che esiste tra gli elementi del blocco d e quelli del blocco p, consiste nel fatto che nel blocco d gli stati di ossidazione più elevati sono più stabili nelle serie di transizioni più pesanti mentre il contrario avviene nel blocco p. Così nel caso del manganese, lo stato di ossidazione più comune è +2, mentre nel caso del renio, elemento dello stesso gruppo, sono gli stati +4 e +7. Questo comportamento complesso, ma anche relativamente uniforme degli elementi di transizione di uno stesso periodo si giustifica qualora si consideri, per esempio, l'energia relativa degli orbitali 3d, 4s e 4p degli elementi del quarto periodo.
