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Química

Estado de oxidación

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El estado de la materia o número de oxidación se define como la suma de cargas eléctricas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo. El estado de oxidación es una aproximación: la mecánica cuántica, teoría aceptada en la actualidad para describir las propiedades de partículas muy pequeñas, impide adjudicar los electrones a un átomo o a otro en una molécula. En cambio, se considera que los electrones están compartidos por todos los átomos de la misma. Aún así, el concepto de estado de oxidación resulta útil para estudiar procesos de oxidación y reducción (procesos rédox), por ejemplo...

Los protones de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la carga negativa de los electrones; si el número de protones y de electrones es el mismo el átomo es eléctricamente neutro.

Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se obtiene un ion con carga positiva (catión), A+, y se dice que es un ion monopositivo; su estado de oxidación es de 1+. En cambio, si el átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ion mononegativo(anión), A-. El átomo puede ceder un mayor número de electrones obteniéndose iones dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede aceptarlos, dando iones de distintas cargas.

Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante números romanos entre paréntesis después del elemento de interés. Por ejemplo, un ion de hierro con un estado de oxidación +3, Fe+3, se escribiría de la siguiente forma: hierro (III). El óxido de manganeso con el manganeso presentando un estado de oxidación de +7, MnO4-, se nombra como "óxido de manganeso (VII)"; de esta forma se puede diferenciar de otros óxidos. En estos casos no es necesario indicar si la carga del ion es positiva o negativa.

En la fórmula química, el estado de oxidación de los iones se indica mediante un superíndice después del símbolo del elemento, como ya se ha visto en Fe+3, o por ejemplo, en el oxígeno (II), O-2. No se indica el estado de oxidación en el caso de que sea neutro.

La fórmula siguiente muestra a la molécula de yodo, I2, aceptando dos electrones, de forma que pasa a presentar un estado de oxidación de 1-:

I2 + 2e- \rightarrow 2I-

Cuando se escriben reacciones químicas, las siguientes reglas permiten obtener el estado de oxidación que presenta cada elemento:

  • Entre átomos distintos que comparten un electrón, se considera que el átomo de mayor electronegatividad tiene ese electrón y el otro lo cede.
  • Si los átomos son iguales, se considera que lo comparten.

A veces no es obvio en qué estados de oxidación están los iones de una molécula. Por ejemplo, en Cr(OH)3, no se indica ningún estado de oxidación, pero hay un enlace iónico. Hay varias reglas para determinar el estado de oxidación de cada ion:

  • El estado de oxidación de átomos neutros es igual a cero.
  • En las moléculas formadas por átomos del mismo elemento (por ej. Cl2) el número de oxidación es cero.
  • En las moléculas neutras, la suma de los estados de oxidación resulta cero.
  • En las moléculas cargadas (iones poliatómicos), la suma de los estados de oxidación coincide con la carga total de la molécula.
  • El flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 (se trata del elemento más electronegativo).
  • El oxígeno suele tener un estado de oxidación de -2, excepto en varios casos:
    • En el caso de que haya flúor, que tendrá estado de oxidación -1.
    • Cuando hay enlaces entre dos átomos de oxígeno; un oxígeno neutraliza la carga del otro.
    • En peróxidos, por ejemplo, el agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), H2O2, en donde tenemos O2-2, por lo que se considera que el átomo de oxígeno tiene un estado de oxidación de 1-.
    • En superóxidos; -1/2.
  • Los iones del grupo 1 tienen un estado de oxidación de +1 en sus compuestos.
  • Los iones del grupo 2 tienen un estado de oxidación de +2 en sus compuestos.
  • Los halógenos tienen normalmente un estado de oxidación de -1 (salvo cuando están con otros átomos tan electronegativos como ellos, como el oxígeno u otros halógenos).
  • El hidrógeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando forma hidruros metálicos.

Por ejemplo, en el compuesto Cr(OH)3, el oxígeno tiene el estado de oxidación -2 y el hidrógeno +1. Por lo tanto, el grupo hidróxido tiene una carga negativa (- 2 + 1 = - 1), por lo que se escribe, si no forma un compuesto, como OH-. Hay tres hidróxidos, por lo que son tres cargas negativas las que neutraliza el ion de cromo, es decir, que se trata de un ion tripositivo, Cr+3.

En el caso de una molécula, el estado de oxidación de cada átomo compara la cantidad de electrones en sus cercanías con la cantidad de electrones que tenía el átomo neutro. En el ejemplo visto antes del MnO4-, el manganeso se considera en el estado de oxidación +7 porque se le adjudican 7 electrones menos de los que tiene el átomo neutro (se dice que ha cedido esos siete electrones). Cada átomo de oxígeno tiene estado de oxidación 2-, lo que indica que se le adjudican dos electrones más de los que tiene el átomo neutro. La suma da -1, que, efectivamente, es la carga de la molécula.

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