Número 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).
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+1para 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 semirreacciónes 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.
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:
·
En las
sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el número de
oxidación es 0.
Por ejemplo: Au0, Cl20, S80.
Por ejemplo: Au0, Cl20, S80.
·
El
oxígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con –2, a
excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de
oxidación –1.
·
El
hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está
combinado con un no metal, por ser éstos más electronegativos; y con –1 cuando
está combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.
·
En los
iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.
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−
(Cr+62 O–27) 2−
No hay comentarios.:
Publicar un comentario