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Los electrones pueden perderse o ganarse cuando algunos átomos interactúan con otros átomos y se enlazan o reaccionan con ellos. ¿Por qué son importantes los estados de oxidación en este contexto? Los estados de oxidación son utilizados por los químicos para deducir y llevar la cuenta del número de electrones transferidos o compartidos durante las reacciones químicas. Los estados de oxidación…
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Jetzt kostenlos anmeldenLos electrones pueden perderse o ganarse cuando algunos átomos interactúan con otros átomos y se enlazan o reaccionan con ellos. ¿Por qué son importantes los estados de oxidación en este contexto?
Los estados de oxidación son utilizados por los químicos para deducir y llevar la cuenta del número de electrones transferidos o compartidos durante las reacciones químicas. Los estados de oxidación también son útiles para los químicos a la hora de nombrar los compuestos inorgánicos.
En Redox, aprendiste que muchas reacciones implican un movimiento de electrones. Una especie pierde electrones y se oxida, por lo que aumenta su estado de oxidación: se vuelve más positivo o menos negativo. La otra especie, en cambio, gana electrones y se reduce, por lo que disminuye su estado de oxidación: se vuelve más negativo o menos positivo. En general, llamamos a estos procesos reacciones Redox. Los estados de oxidación nos ayudan a saber qué especie se oxida y qué especie se reduce en una reacción de este tipo.
Las valencias, números de oxidación o estados de oxidación son números asignados a los iones que muestran cuántos electrones ha perdido o ganado, en comparación con el elemento en su estado libre.
Un estado de oxidación positivo indica que el elemento ha perdido electrones, mientras que un estado de oxidación negativo indica que ha ganado electrones.
Si un elemento pierde electrones, hay más protones que electrones en el átomo, por lo que tendrá una carga positiva; por lo tanto, presentará un estado de oxidación positivo. Si gana electrones, hay más electrones que protones en el átomo, por lo que su carga y estado de oxidación serán negativos.
Hay algunas reglas que pueden ayudar y simplificar la forma de calcular los estados de oxidación.
Consulta la sección Electronegatividad para saber más.
Para ayudarte a calcular los estados de oxidación de los distintos compuestos, aquí tienes una imagen de la tabla periódica con los estados de oxidación comunes, por grupo.
Fig. 1: Tabla periódica con los estados de oxidación de los elementos dentro de sus grupos.
Ya sabrás que para que un átomo sea estable, necesita 8 electrones en su última capa, lo que le otorga la configuración electrónica de un gas noble. Los metales suelen perder electrones para lograrlo y los no metales los ganan. Por esto, el número de grupo en los metales suele coincidir con su estado de oxidación y en los no metales el estado de oxidación suele ser número de grupo menos 8. Por ejemplo: el nitrógeno está en grupo 5. Entonces, 5-8 =-3.
Sin embargo, debes recordar siempre las excepciones a las reglas del estado de oxidación. Las veremos con más detalle a continuación.
Muchos elementos tienen el mismo estado de oxidación en todos sus compuestos:
Elemento | Valencia/estado de oxidación | Excepciones |
Grupo 1 | +1 | |
Grupo 2 | +2 | |
Aluminio | +3 | |
Flúor | -1 | |
Hidrógeno | +1 | hidruros metálicos |
Oxígeno | -2 | peróxidos y compuestos con flúor |
Cloro | -1 | compuestos con oxígeno y flúor |
Tabla 1. Tabla de valencias o estados de oxidación.
Como hemos aprendido, hay algunas excepciones a los estados de oxidación de los elementos dentro de los compuestos.
El hidrógeno suele tener un estado de oxidación de +1. Pero en los hidruros metálicos, como el NaH o el KH, tiene un estado de oxidación de -1. Debido a que la suma de los estados de oxidación en un compuesto neutro es siempre 0, y que los metales del grupo 1 tienen siempre un estado de oxidación de +1, en un hidruro metálico el hidrógeno debe tener un estado de oxidación de -1, ya que 1 + (-1) = 0.
Por ejemplo: en el NaH, el Na tiene un estado de oxidación de +1 y el H tiene un estado de oxidación de -1.
El oxígeno suele tener un estado de oxidación de -2. Pero, en los peróxidos como el H2O2, tiene un estado de oxidación de -1. Una vez más: se trata de un compuesto neutro y, por tanto, la suma de los estados de oxidación debe ser cero.
Por ejemplo: en el caso del H2O2, cada átomo de hidrógeno tiene el estado de oxidación +1, por lo que cada átomo de oxígeno debe tener el estado de oxidación -1.
El oxígeno también se desvía de su estado de oxidación habitual en los compuestos con flúor. Esto se debe a que sabemos que el elemento más electronegativo toma el estado de oxidación más negativo, y el flúor es más electronegativo que el oxígeno.
Por ejemplo: en el F2O, el elemento más electronegativo es el flúor, por lo que gana el estado de oxidación negativo -1. Tenemos dos átomos flúor por cada oxígeno, por lo que el estado de oxidación del oxígeno es +2.
Del mismo modo, el cloro toma un estado de oxidación distinto en compuestos con oxígeno o flúor. Otra vez, esto se debe a que el oxígeno y el flúor son más electronegativos que el cloro.
Por ejemplo: en el HClO, el O es el elemento más electronegativo, y por eso toma el estado de oxidación más negativo; en este caso, de -2. Al no ser un hidruro metálico, el H tiene un estado de oxidación de +1. Esto significa que el Cl también debe tener un estado de oxidación de +1, ya que 1 + 1 + (-2) = 0.
En la química orgánica, la oxidación se ve fácilmente como la adición de oxígeno.
Veamos como esto afecta al estado de oxidación del carbono:
Para calcularlo, se hace lo siguiente:
Por ejemplo: el dióxido de carbono tendría 4 enlaces C-O, (dos dobles enlaces) por lo que el estado de oxidación del carbono es
Hagamos un ejercicio, para practicar:
Deduce el estado de oxidación media de los carbonos del ácido acético.
Solución:
El ácido acético tiene la fórmula molecular CH3COOH
El primer carbono tiene un estado de oxidación de -3 y el segundo carbono de 3.
El estado de oxidación media de los dos sería 0.
Aunque acabamos de aprender algunas reglas para asignar los estados de oxidación, estas no cubren todos los elementos. De hecho, muchos elementos pueden adoptar muchos estados de oxidación posibles, lo que puede causar confusión en muchos compuestos. Pero, no te preocupes: te daremos algunos consejos que te ayudarán:
Si existe algún riesgo de ambigüedad, el estado de oxidación específico de un elemento en un determinado compuesto se indica con números romanos. Sin embargo, esto solo se aplica a los estados de oxidación positivos.
Esto suele ocurrir en los metales de transición, que pueden tener varios estados de oxidación.
Por ejemplo: el sulfato de hierro (II) (FeSO4) contiene iones de hierro con un estado de oxidación de +2, mientras que el sulfato de hierro (III) (Fe2(SO4)3) contiene iones de hierro con un estado de oxidación de +3.
También podemos utilizar prefijos y sufijos para dar información sobre la fórmula de un compuesto, lo que nos ayuda a calcular el estado de oxidación de cada elemento:
Hay una diferencia entre ambos: el compuesto con -ato siempre tiene un oxígeno más que el compuesto con -ito.
También lo podemos ver desde el punto de visto de los estados de oxidación: Si hay 4 estados de oxidación del átomo, el compuesto con el estado de oxidación mayor tiene el prefijo per- y el sufijo -ato, el segundo mayor tiene solo el sufijo -ato, el segundo menor -ito y el menor hipo-clorito.
Por ejemplo:
Resolvamos un par de ejercicios:
¿Como se nombran los diferentes compuestos de Magnesio con oxígeno: K2MnO4, K3MnO4,KMnO4, K2MnO3,
Solución:
Miramos el estado de oxidación del Manganeso; primero hay que separar los aniones:
K2MnO4 = MnO42- como oxigeno es -2. sabemos que
K3MnO4 = MnO43- por tanto
KMnO4 = MnO4- dando
K2MnO3 = MnO32- por lo tanto
Si los ordenamos por estado de oxidación, sería: KMnO4 (VII), K2MnO4 (VI), K3MnO4 (V) y K2MnO3 (IV). Por lo tanto, se trataría de permanganato de potasio, manganato de potasio, hipomanganato de potasio y manganito de potasio.
Los ácidos inorgánicos son aquellos que no contienen carbono. En el caso anterior, vimos el estado de oxidación de aniones, o sales de manganeso y cloro. Si analizamos los ácidos de los cuales provienen, hay que poner el sufijo -ico si tienen estado de oxidación alto; y -oso, si tiene estado de oxidación menor
Empezamos con los de cloro:
Los de manganeso:
Probablemente, el que más te suena es el ácido sulfúrico (H2SO4).
Ya sabemos, por las reglas de asignación de estados de oxidación, que la suma de todos los estados de oxidación de un compuesto neutro debe sumar cero, y la suma de todos los estados de oxidación de un ion complejo debe sumar la carga del ion. Pero, ¿cómo calculamos los estados de oxidación de cada uno de los elementos del compuesto o ion? Para ello, podemos aplicar nuestros conocimientos sobre los estados de oxidación fijos y calcular los estados de oxidación desconocidos por deducción.
Puede ser útil seguir este proceso:
Ahora, te toca a ti. Intenta calcular los estados de oxidación de algunos elementos, utilizando las reglas que hemos explicado anteriormente. Si te quedas atascado, trabajaremos juntos en las soluciones.
¿Cuáles son los estados de oxidación del azufre en los siguientes compuestos y iones?
1. Como se trata de un elemento libre, ya que no está formando un enlace con otro elemento, el estado de oxidación del azufre en S8 es 0.
2. El H2S es un compuesto neutro, por lo que la suma global de todos los estados de oxidación es cero.
3. La carga global del ion SO32- es -2. Como resultado, la suma de los estados de oxidación debe ser igual a -2.
4. Una vez más, el H2SO4 es un compuesto neutro, por lo que la suma de todos los estados de oxidación debe ser igual a cero.
En el siglo XVIII, el científico britáico Joseph Priestley descubrió el oxígeno durante sus investigaciones sobre los gases que componen el aire. Gracias a esto, porteriormente, el científico francés Antoine Laurent pudo logró explicar el proceso de combustión y su asociación con el oxígeno. Este descubrió que la combustón consiste en la reacción entre el oxígeno y compuestos orgánicos, y que hay reacciones en las que el número de átomos oxígenos en la molécula aumenta y reacciones en las que el número de oxígenos en la molécula disminuye.
Estas reacciones fueron nombradas como reacciones de oxidación y reducción, respectivamente.
El estado de oxidación se calcula teniendo en cuenta las siguientes reglas:
Los estados de oxidación son números asignados a los iones, que muestran cuántos electrones ha perdido o ganado el ion, en comparación con el elemento en su estado libre. Los valores dependen de las propiedades de los elementos del compuesto.
El científico francés Antoine Laurent logró explicar el proceso de combustión y su asociación con el oxígeno. Descubrió que la combustión consiste en la reacción entre el oxígeno y compuestos orgánicos.
Asimismo, que hay reacciones en las que el número de átomos oxígenos en la molécula aumenta y reacciones en las que el número de oxígenos en la molécula disminuye. Estas reacciones fuero nombradas como reacciones de oxidación y reducción, respectivamente.
Por ejemplo, en el caso del H2O2. Se trata de un compuesto neutro y, por tanto, la suma de los estados de oxidación debe ser cero. Cada átomo de hidrógeno tiene el estado de oxidación +1, por lo que cada átomo de oxígeno debe tener el estado de oxidación -1.
El hidrógeno, a no ser que esté formando un hidruro metálico,
También, otros elementos como el litio, el sodio y el potasio; y elementos que tienen varios estados de oxidación como el carbono, el cloro y el cobre.
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