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Estados de oxidación

El estado de oxidación es un término convenido por los químicos y se representa por un número de carácter artificial (no tiene un sentido físico estricto), que resulta de un modo particular de contar los electrones que "pertenecen" a un átomo en una  sustancia, comparado con la cantidad de electrones de valencia que tiene en el estado libre el elemento. Como la definición brindada es "larga y pesarosa" vamos a aclararla.

¿Cuantos electrones tiene un átomo en un enlace?

figura 1
Figura 1. Molécula de hidrógeno.

figura 2
Figura 2. Estructura cristalina del HF.
figura 3
Figura 3. Electronegatividad de los elementos representativos.

Bueno, la respuesta depende de la conveniencia, cuando se trató el tema de los enlaces (que lo puede leer aquí) se explicaba que los átomos se enlazan buscando cumplir la regla de los octetos, es decir completar a 8 la cantidad de electrones del último nivel de energía y por tal motivo el, o los, electrones del último nivel se "compartían como buenos amigos" entre ambos átomos en el enlace llamado covalente.

En el enlace covalente cuando se usa la regla de los octetos los electrones del enlace cuentan para los dos átomos enlazados, de esa forma cuando dos átomos de hidrógeno (H) se enlazan para formar la molécula (H2) se considera que el electrón solitario del átomo de hidrógeno cuenta para ambos átomos de forma que cada uno es "dueño" de dos electrones y con ello se completa el último nivel de energía (que para el hidrógeno no es 8 si no 2). Ambos átomos están "felices" y la molécula es lo mas estable posible (figura 1).

Esta forma de contar los electrones que pertenecen a cada átomo conviene en este momento, y además es lo suficientemente lógico como para aceptarlo a fin de explicar la forma en que los átomos se enlazan para formar moléculas o compuestos. Recuerde que en ciencia una teoría es verdadera cuando explica la realidad observada.

En otros tipo de enlaces como en los casos donde participan metales y no metales el conteo se trata de otra forma, ahora la regla de los octetos se cumple, no por compartir electrones, si no por que uno de los átomos le "regala" electrones al otro y este último los acepta. Ambos tratan de cumplir con la preferencia atómica de tener completos la última capa de electrones de valencia, es decir cumplir con la regla de los octetos, pero ahora a través de la transferencia de electrones. De esta forma cuando el flúor (F) y el sodio (Na) se enlazan para forma el fluoruro de sodio (NaF), el sodio cede el electrón solitario de la última capa de valencia (el sodio tiene 11 electrones en el átomo, dos en la primera capa, 8 en la segunda, ambas completas, y uno solitario en la próxima o de valencia) y el flúor lo acepta para completar el octeto (el flúor tiene 9 electrones en el átomo, dos en la primera capa que está completa y 7 en la última o de valencia).

Como los átomos ganan y pierden electrones se pierde la neutralidad eléctrica y se convierten en iones, lo que hizo llamar al enlace enlace iónico. Para este tipo de compuestos no puede reconocerse la molécula como entidad independiente en su lugar los iones de signo contrario se atraen mutuamente para formar una gran red de iones que se denomina cristal (figura 2).

Ante la conveniencia de tener un solo modo de conteo universal de los electrones y con ello facilitar la predicción de los productos cuando se produce una reacción química, ya sea entre metales y no metales o entre no metales, los químicos crearon una forma de contabilizar los electrones conocida como método de los estados de oxidación. La meta del método es asignar un número a cada átomo que nos diga de cuantos electrones de valencia es "dueño" cada uno. Ese número asignado se llama estado o número de oxidación

Para que sea coherente el método de los estados de oxidación hay que establecer algunas "reglas del juego" y estas son:

1.- Los electrones pareados de un átomo pertenecen por completo a él y no se transfieren a otro átomo. (vea el artículo Enlaces para saber que son electrones pareados).

2.- En un enlace químico el átomo mas electronegativo siempre será "dueño" de los electrones compartidos (en la figura 3 se brinda la electronegatividad de los elementos representativos).

3.- Cuando dos átomos del enlace son del mismo elemento (y por consiguiente de la misma electronegatividad) los electrones se dividen por igual entre ambos átomos.

De este modo, y aunque no corresponda con la realidad física de los enlaces covalentes, se consideran siempre los electrones como "transferidos" del átomo menos electronegativo al más electronegativo. Visto de esta manera, en el agua H2O los átomos de hidrógeno (menos electronegativos EN = 2.1) se quedan sin su electrón solitario y el oxígeno (mas electronegativo EN = 3.5), que físicamente tiene 6 electrones en el último nivel, ahora tiene 8 y está completo.

Aunque la forma mas adecuada y exacta de asignar el estado de oxidación de un átomo en un compuesto es a través de la elaboración del diagrama de puntos (vez Enlaces), el que permite saber a ciencia cierta cuantos electrones resultan pareados en un átomo en particular, esto es tedioso y en ocasiones complicado. Por ello los químicos han desarrollado un método de reglas prácticas que permiten determinar el estado de oxidación de un átomo en un compuesto de manera rápida y casi siempre cierta.

Regla 1: El estado de oxidación de un átomo en la forma de ocurrencia natural mas común es cero.

Regla 2: El estado de oxidación del oxígeno en un compuesto casi siempre es -2.

Regla 3: El estado de oxidación del hidrógeno en un compuesto o en un ion poliatómico es +1.

Regla 4: El estado de oxidación de los átomos del grupo IA (1) de la tabla periódica (los metales alcalinos como el sodio, potasio o litio) en un compuesto es siempre +1.

Regla 5: El estado de oxidación de cualquier átomo de los elementos del grupo IIA (2) de la tabla periódica (metales alcalinotérreos como el magnesio, bario y calcio) en un compuesto es siempre +2. (La tabla periódica aparece a continuación en la figura 4)

Regla 6: El estado de oxidación de cualquier ion monoatómico (de un solo átomo) es igual a la carga eléctrica del ion.

Regla 7: La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en una fórmula química debe coincidir con la carga eléctrica de la molécula o el ion representado por la fórmula.

figura 4
Figura 4. Tabla periódica


Veamos algunos ejemplos:
 
Fórmula
Átomo
Estado de oxidación
Regla
H2O
O
-2
Regla # 2  O es -2

H
+1
Regla # 3  H es +1

H
+1


Suma
0
Lo que corresponde a la regla 7
la molécula del agua es neutra.

Fórmula
Átomo
Estado de oxidación
Regla
SO42-
O
-2
Regla # 2  O es -2

O
-2


O
-2


O
-2


S
?
No hay regla para el azufre

Suma
-2
Para que corresponda a la regla 7
la molécula del ion sulfato debe
tener carga 2-.

Entonces ¿cuál debe ser el número de oxidación del azufre? (S), evidentemente en este ion el azufre tiene un número de oxidación +6 para que se cumpla la regla 7:

 (-2) + (-2) + (-2) + (-2) + (+6) = -2

Vamos a un caso algo mas complejo:
 
Fórmula
Átomo
Estado de oxidación
Regla
Cr2O72-
O
-2
Regla # 2  O es -2

O
-2


O
-2


O
-2


O
-2


O
-2


O
-2


Cr
?
No hay regla para el cromo

Cr
?


Suma
-2
Para que corresponda a la regla 7
la molécula del ion dicromato
debe tener carga -2.

Vuelve la pregunta ¿cuál debe ser el número de oxidación del cromo en este ion?

Tenemos que la suma de los estados de oxidación de los átomos de oxígeno da un total de -14, lo que significa que con el cromo debemos conseguir un estado de oxidación +12 para que la carga del ion corresponda con la regla 7. Observe que hay dos átomos de cromo y ambos deben tener el mismo estado de oxidación lo que significa que el número de oxidación de cada uno es +6.

Del mismo modo se procede con cualquier molécula o ion.



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