Estado de oxidación

En química, el estado de oxidación (EO) es un indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química (por ejemplo un ion). Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces con 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 tetraóxidos de rutenio, xenón, osmio, iridio, hassio y algunos compuestos complejos de plutonio, mientras que el menor EO conocido es -4 para algunos elementos del grupo del carbono (elementos del grupo 14).

Enlace iónico. Un átomo dona electrones a otra especie, y al tener cargas opuestas se atraen mutuamente.

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.

En un enlace covalente apolar ambos átomos comparten el par de electrones para cumplir la regla del octeto, no obstante, el de mayor electronegatividad —en este caso el carbono— los atrae más fuertemente y se recibe una carga parcial negativa (δ-); por el contrario, el otro átomo —el hidrógeno— está más alejado del par de electrones y se carga parcialmente de forma positiva (δ+). El EO busca cuantificar y explicar esta interacción: el carbono tiene un EO de -4 y cada hidrógeno +1 y al sumarlos da la carga de la molécula (0).

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 químicamente (sus átomos no forman enlaces químicos casi con nadie, ni siquiera con ellos mismos). 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 le proporcionaría la misma configuración electrónica que la del helio.

Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiende a tener un número de oxidación de -3, cuando adquiera esos 3 electrones. 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 tiende a tener un número de oxidación de 3+, cuando ceda esos 3 electrones. 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 compuestos covalentes, por ejemplo en moléculas como el agua) o cediendo y adquiriendo electrones (formando compuestos iónicos como por ejemplo en los cristales de cloruro de sodio).

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que pueden adquirir 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 semimetales o metaloides.

Los elementos metálicos (los cuales tienden a ceder electrones) cuando forman compuestos tienen normalmente estados de oxidación positivos. Los elementos no metálicos y semimetálicos, en cambio, pueden tener estados 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.

Óxido 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 solo 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−, cuando forma peróxidos, donde es 2−, y cuando forma superóxidos, donde es 1−.
• La suma de los estados de oxidación de todos los elementos de un compuesto es igual a su carga neta.

Reglas de los 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 alcalinos los compuestos con flúor, los peróxidos, en los que es de -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el fluoruro de oxígeno (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 demás 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.^[1]​

Véase también

• Anexo:Estados de oxidación de los elementos
• Electroquímica
• Ion
• Valencia (química)
• Carga formal
• Electrones de valencia
• Redox

Referencias

1. Nivaldo J. Tro; Whitten, Kenneth J. (2011). Temas Selectos de Química. México, D. F.: Cengage Learning Editores, S.A. p. 205. ISBN 978-607-481-664-8. 

Enlaces externos

• "Estado de oxidación" — PDF (3.82 KiB) Gold Book de la IUPAC (en inglés)
• "High Oxidation States of 5d Transition Metals"
• "Vídeo determinación de los estados de oxidación (práctico)"
• "Vídeo definición del número de oxidación (teórico)"

•   Datos: Q484152
•   Multimedia: Oxidation states