Número de oxidación o estado de oxidación

 

Los compuestos químicos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando los consideramos separadamente. Es decir, la carga que aporten todos los átomos de un compuesto tiene que ser globalmente nula, debemos tener en un compuesto tantas cargas positivas como negativas. Respecto a los iones, se dice que quedan con carga residual.

Para entender qué significa esto de que un compuesto sea eléctricamente neutro, veamos un ejemplo: tomemos el caso del ácido sulfúrico (H2SO4):

+1

+6

−2

 

H2 a

S b

O4 c

 

a   +

b  +

  c

= 0

+2

+6

−8

= 0

 

El número que aparece sobre el símbolo del elemento debe colocarse como superíndice y con el signo más (+) o el menos (−) puesto a su izquierda, para diferenciarlo del número de carga de los iones en que el signo se pone a la derecha del digito. Así,  H+1 para indicar el número de oxidación del Hidrógeno (+1) y Ca2+ para indicar ión Calcio(2+).

Siguiendo la explicación de nuestro cuadro, los elementos se  han identificado con las letras a, b y c para mostrar la ecuación que debe ser igual a cero.

Ahora bien, ese número de arriba representa algo que se llama número de oxidación o estado de oxidación y representa la carga eléctrica que aporta cada átomo en el compuesto y que sumadas debe ser igual a cero (eléctricamente neutro).

Pero, en nuestro ejemplo, + 1 + 6 − 2 es igual a  +7 −2 = 5  (no es igual a cero como debería ser). Claro, pero debemos fijarnos en que son dos átomos de hidrógeno (H2), un átomo de azufre (S) y cuatro átomos de oxígeno (O4), así es que ese numerito de arriba se debe multiplicar por el número de átomos de cada elemento que participa en el compuesto, y nos quedará  +2 +6 −8 = 0.

Conocer el número de oxidación de los elementos de un compuesto es de vital importancia para reconocer si una semirreacción es de oxidación o de reducción en las reacciones de ese tipo (Ver: Reacciones Redox).

¿Qué es el número de oxidación? 

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo recibe (signo menos) o que pone a disposición de otros (signo más) cuando forma un compuesto determinado

Eso significa que el número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

El número de oxidación se escribe en números romanos:  +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV, etc. Pero en esta explicación usamos caracteres arábigos para referirnos a ellos: +1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4 etcétera, lo cual nos facilitará los cálculos al tratarlos como números enteros.

Importante

Más arriba dijimos que el número de oxidación es distinto al número de carga, pero debemos agregar que en los iones monoatómicos (de un átomo) la carga eléctrica coincide con el número de oxidación. Por ello es imprescindible recalcar que cuando nos refiramos al número de oxidación el signo + o – lo escribiremos a la izquierda del número, como en los números enteros. Por otra parte, la carga de los iones, o número de carga,  se debe escribir con el signo a la derecha del dígito: Ca2+ ión calcio (2+), CO32− ión carbonato (2−).

¿Será tan complicado saber cuál es el número de oxidación que le corresponde a cada átomo?

Veamos. Dijimos que el número de oxidación  corresponde al número de electrones que un átomo “recibe o pone a disposición” de otro, lo cual indica que ese número puede ser variable en un mismo átomo.

En efecto, por ejemplo el Manganeso (Mn) puede tener número de oxidación  +2, +3, +4, +6 y +7 (significa que al formar un compuesto puede “ofrecer” 2, 3, 4, 6 ó 7 electrones, dependiendo de ciertas condiciones).

Es inportante notar que el número de oxidación de todos los elementos aislados (es decir no formanfo compuestos) es cero (0).

Hay algunos pocos elementos que, formando parte de un compuesto, tienen un único número de oxidación. Esto será útil ya que si conocemos el número de oxidación de esos pocos elementos será fácil deducir el de los otros elementos del compuesto a partir de las configuraciones electrónicas.

Algunos números de oxidación aparecen en la tabla siguiente. Los números de oxidación de los demás elementos los deduciremos de las fórmulas o nos los indicarán en el nombre del compuesto, así de fácil.


Elemento

Nº oxidación

 

Único

Con el H y con los metales

En los oxácidos

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH4+ (amonio)

+ 1

 

 

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd

+ 2

 

 

B, Al, Ga, In, Tl, Sc, Y, La

+ 3

 

 

F

− 1

 

 

Cl, Br, I

 

− 1

+ 1, + 3, + 5, + 7

S, Se, Te

 

− 2

+ 4, + 6

O

− 2

 

+ 4, + 6

O en peróxidos (Como en H2O2)

− 1

 

 

N, P, As, Sb, Bi

 

− 3

+ 3, + 5

C, Si, Ge, Sn, Pb

 

− 4

+ 4

H (con no metales)

+ 1

 

 

H (con metales)

− 1

 

 

 

 

 

 

 

Puntualicemos:

El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y 1 con los metales. 

El oxígeno (O) presenta el número de oxidación 2, excepto en los peróxidos donde es 1.

Los metales alcalinos (grupo 1, o grupo del Li) tienen 1 electrón de valencia, tenderán a perderlo poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +1.

Los metales alcalinotérreos (grupo 2, o grupo del Be) tienen 2 electrones de valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +2.

El grupo del B (grupo 13) tiene 3 electrones de valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +3.

El grupo del C (grupo 14) tiene 4 electrones de valencia, que tienden a compartirlos,  tienen número de oxidación +4 frente a los no metales, y número de oxidación –4 frente a los metales y al H.

El grupo del N (grupo 15) tiene 5 electrones de valencia, tenderán a ganar 3 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –3.

Los calcógenos (grupo 16, o grupo del O) tienen 6 electrones de valencia, tenderán a ganar 2 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –2.

Los halógenos (grupo 17, o grupo del F) tienen 7 electrones de valencia, tenderán a ganar 1 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –1.

Dentro de los metales de transición debemos saber que la Ag tiene número de oxidación +1, el Zn y Cd tienen número de oxidación +2, y el Sc, Y y La tienen número de oxidación +3.

Los grupos 14 al 17 presentan varios números de oxidación cuando formen oxácidos (Ver: Oxácidos) .

Un par de ejemplos simples:

Cloruro de sodio

Na0 + Cl02 → Na+1Cl−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 sódico. 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 → Al+32O−23

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

El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio. 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 siempre +3, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es −2, ya que acepta hasta 2 electrones.

Las reglas prácticas para conocer o descubrir el número de oxidación pueden sintetizarse de la siguiente manera:

  Por ejemplo: 

Na1+ (Carga del ión)    Na+1 (Número de oxidación)    

S2−   (Carga del ión)     S-2 (Número de oxidación)

Al3+    (Carga del ión)    Al+3 (Número de oxidación)

Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de  carga +1 y +2, respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos. (Ver: Tabla periódica de los elementos)

Recordemos también que la suma algebraica de los números  de oxidación de los átomos en un ion debe ser igual a la carga del ion.

Y que la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos en un compuesto debe ser igual a (0).

Otros ejemplos:

a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos cuyos números de oxidación conocemos, que son el Na: +1 y  el O: –2

Na+12 Sx O–23

Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada elemento, pero si no se ponen debemos deducirlos (conocerlos).

La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual (no es un ion):

(+1) •  2   +  X   + (–2) •  3 =  0

2 + X - 6 = 0

X =  + 4

Na+12 S+4 O–23

En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.

b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el ion Cr2O7=  (es lo mismo que  (Cr2 O7)2−) nos basaremos en el O con número de oxidación –2

(Crx2 O–27)2−

2 • X  + (–2) • 7  =  –2   (Suma igual a la carga del ión)

resolviendo, encontramos que   X = + 6

(Cr+62 O–27) 2−

Ver: PSU: Química:

Pregunta 10_2005(1)

Pregunta 11_2005(1)

Fuentes Internet:

http://www.alonsoformula.com/inorganica/numero_oxidacion.htm

http://www.alonsoformula.com/inorganica/oxacidos.htm

http://www.unlu.edu.ar/~qui10017/Quimica%20COU%20muestra%20para%20IQ10017/Capitulo%20III.htm#numero

 

Es propiedad: www.profesorenlinea.cl. Registro Nº 188.540