Estado de oxidación
El estado de oxidación o numero de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un atomo, lo cual indirectamente indica el numero de electrones que el atomo ha aceptado o cedido. El estado de oxidación es una aproximacion conceptual, ¨ til por ejemplo cuando se producen procesos de oxidación y reduccion (procesos ridox).
Los protones de un atomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la carga negativa de los electrones; si el numero de protones y de electrones es el mismo el atomo es electricamente neutro.
Si el atomo cede un electron las cargas positivas de los protones no son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se obtiene un ion con carga positiva (cation), A+, y se dice que es un ion monopositivo; su estado de oxidación es de +1. En cambio, si el atomo acepta un electron, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniendose un ion mononegativo, A-. El atomo puede ceder un mayor n¨ mero de electrones obteniendose iones dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede aceptarlos, dando iones de distintas cargas.
Los estados de oxidación se denotan en las nombres quimicos mediante numeros romanos entre parentesis despues del elemento de interes. Por ejemplo, un ion de hierro con un estado de oxidación +3, Fe3+, se escribiria de la siguiente forma: hierro (III). El oxido de manganeso con el manganeso presentando un estado de oxidación de +7, Mn O4?-, se nombra como oxido de manganeso (VII)”; de esta forma se puede diferenciar de otros oxidos. En estos casos no es necesario indicar si la carga del ion es positiva o negativa.
En la formula quimica, el estado de oxidación de los iones se indica mediante un superindice despues del simbolo del elemento, como ya se ha visto en Fe3+, o por ejemplo, en el oxigeno (II), O2-. No se indica el estado de oxidación en el caso de que sea neutro.
La formula siguiente muestra a la molecula de yodo, I2, aceptando dos electrones, de forma que pasa a presentar un estado de oxidación de −1:
I2 + 2e- ¡ú 2I- Cuando se escriben reacciones quimicas, las siguientes reglas permiten obtener el estado de oxidación que presenta cada elemento:
Entre atomos distintos que comparten un electron, se considera que el atomo de mayor electronegatividad tiene ese electron y el otro lo cede. Si los atomos son iguales, se considera que lo comparten. A veces no es obvio en que estados de oxidación estan los iones de una molecula. Por ejemplo, en Cr(OH)3, no se indica ningun estado de oxidación, pero hay un enlace ionico. Hay varias reglas para determinar el estado de oxidación de cada ion:
El estado de oxidación de atomos neutros es igual a cero. En las moleculas neutras, la suma de los estados de oxidacion da cero. El fluor siempre tiene un estado de oxidación de −1 (se trata de un atomo muy electronegativo). El oxigeno suele tener un estado de oxidación de −2, excepto en varios casos: En el caso de que haya fluor, que tendra estado de oxidación −1. Cuando hay enlaces entre dos atomos de oxigeno; un oxigeno neutraliza la carga del otro. En peroxidos, por ejemplo, el agua oxigenada (peroxido de hidrogeno), H2 O2?, en donde tenemos O22-, por lo que se considera que el atomo de oxigeno tiene un estado de oxidación de −1. En superoxidos; −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 halogenos tienen normalmente un estado de oxidación de −1 (salvo cuando estan con otros atomos tan electronegativos como ellos, como el oxigeno u otros halogenos). El hidrogeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando forma hidruros metalicos. Por ejemplo, en el compuesto Cr(OH)3, el oxigeno tiene el estado de oxidación −2 y el hidrogeno +1. Por lo tanto, el grupo hidroxido tiene una carga negativa (−2+1), por lo que se escribe, si no forma un compuesto, como OH-. Hay tres hidroxidos, por lo que son tres cargas negativas las que neutraliza el ion de cromo, es decir, que se trata de un ion tripositivo, Cr3+.
