estado de oxidación

Química 

Estado de Oxidación 

En química, el estado de oxidación (EO) es indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces o elementos distintos fueran 100% iónicos. El EO es representado por números, los cuales pueden ser positivos, negativos o cero. En algunos casos, el estado de oxidación promedio de un elemento es una fracción, tal como +8/3 para el hierro en la magnetita (Fe₃O₄). El mayor EO conocido es +8 para los tetroxidos de rutenio, xenón, osmio, iridio, hassio y algunos complejos de plutonios, mientras que el menor EO conocido es -4 para algunos elementos del grupo del carbono (elementos del grupo 14).

La oxidación se da cuando un elemento o compuesto pierde uno o más electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida (pierde electrones), otra sustancia recibe o capta dichos electrones reduciéndose. Este es el mecanismo básico que promueve las reacciones de óxido-reducción o redox.

Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de -3. Por otro lado, cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo electrones (formando moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (formando compuestos de iones).Un átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica igual a la de los gases nobles, los cuales son muy estables eléctricamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este tiende a tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio.

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química:

• Metales
• No metales
• Gases nobles

Existen elementos metálicos que, dependiendo de las condiciones a que sean sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A estos elementos se les denomina metaloides.

Los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen únicamente estados de oxidación positivos. Los elementos no metálicos y semimetálicos, en cambio, pueden tener estado de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.

Ejemplos

Cloruro de sodio

2Na⁰ + Cl⁰₂ → 2Na⁺¹ + 2Cl^-1

Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica.

El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro de sodio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio combinado es +1, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro combinado es -1, ya que acepta el electrón cedido por el sodio.

Oxido de aluminio

Al⁰ + O⁰₂ → Al³⁺ + 2O²⁻

El oxígeno (O) está presente en forma diatómica (gas).

El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio (Al₂O₃). El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es 3+, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es 2−, ya que acepta hasta 2 electrones.

Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres electrones y el oxígeno sólo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se concluye que en la reacción no interviene un solo átomo de oxígeno, por lo que se procede a balancear la ecuación, para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor.

La ecuación balanceada queda así:

4Al⁰ + 3O⁰₂ → 4Al³⁺ + 6O²⁻ → 2Al³⁺ + 3O²⁻

Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los electrones excedentes. Los elementos de un elemento libre o en estado basal tienen un número de oxidación igual a 0.

• Todos los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen generalmente estados de oxidación positivos.
• Los elementos no metálicos y semimetálicos pueden tener estados de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.
• Para cualquier elemento el máximo estados de oxidación es el correspondiente al número de grupo.
• El mínimo estado de oxidación posible de un elemento es 4−, y lo tienen algunos de los elementos del grupo 4A.
• Los no metales tienen un estado de oxidación negativo único, que es igual al número de grupo menos 8.
• Los elementos de los grupos 1A y 2A poseen los estados de oxidación 1+ y 2+ respectivamente
• El hidrógeno funciona con estado de oxidación 1+ generalmente, a excepción cuando forma hidruros metálicos en donde su estado de oxidación es 1−.
• El número de oxidación del O es 2−, excepto cuando forma peróxidos, donde es 1−, y cuando forma superóxidos, donde es 1/2−.
• La suma de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto es igual a su carga neta.

Reglas para asignar estados de oxidación

1. El estado de oxidación de todos los elementos en estado libre (no combinados con otros) es de cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H₂, O₂, Cl₂, N₂).
2. El estado de oxidación del H es de +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que es de -1 (p. ej., NaH, CaH₂).
3. El estado de oxidación del O es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el OF₂, donde es de +2.
4. El estado de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es positivo.
5. En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo y todos los demas son positivos.
6. La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto es cero.
7. La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion.
8.