17.3: Definición de Estados de Oxidación

Introducimos estados de oxidación para organizar nuestro pensamiento sobre las reacciones de oxidación-reducción y las células electroquímicas. Cuando definimos estados de oxidación, creamos un conjunto de reglas para asignar los electrones en una molécula o ion a los átomos individuales que lo componen. La definición de estados de oxidación es, por lo tanto, un ejercicio contable. La definición de estados de oxidación es anterior a nuestra capacidad de estimar densidades de electrones a través de cálculos mecánicos cuánticos. Resulta que, sin embargo, las ideas que llevaron al formalismo del estado de oxidación son direccionalmente correctas; los átomos que tienen altos estados de oxidación positiva según el formalismo también tienen cargas positivas relativamente altas por cálculo mecánico cuántico. En general, los valores absolutos de los estados de oxidación son sustancialmente mayores que los valores absolutos de las cargas parciales encontradas por el cálculo cuánto-mecánico; sin embargo, no existe una relación cuantitativa simple entre los estados de oxidación y la distribución real de electrones en restos químicos reales. Es un grave error pensar que nuestro sistema contable proporciona una descripción cuantitativa de las densidades reales de electrones.

Es un grave error pensar que el sistema de Estado de Oxidación proporciona una descripción cuantitativa de las densidades de electrones reales.

Las reglas para asignar estados de oxidación surgen de la idea primitiva (y cuantitativamente incorrecta) de que los átomos de oxígeno suelen adquirir dos electrones y los átomos de hidrógeno generalmente pierden un electrón en la formación de compuestos químicos y restos iónicos. El resto de las reglas derivan de la necesidad de reconocer algunos casos excepcionales y de aplicar las ideas básicas a elementos adicionales. Las reglas del formalismo del estado de oxidación son estas:

• Para cualquier elemento en cualquiera de sus formas alotrópicas, el estado de oxidación de sus átomos es cero.
• En cualquiera de sus compuestos, el estado de oxidación de un átomo de oxígeno es 2—, excepto en compuestos que contienen un enlace oxígeno-oxígeno, donde el estado de oxidación del oxígeno es 1—. Los compuestos exceptuados se llaman peróxidos. Los ejemplos incluyen peróxido de sodio\({Na}_2O_2\), y peróxido de hidrógeno,\(H_2O_2\).
• En cualquiera de sus compuestos, el estado de oxidación de un átomo de hidrógeno es 1+, excepto en compuestos que contienen un enlace metal—hidrógeno, donde el estado de oxidación del hidrógeno es 1—. Los compuestos exceptuados se llaman hidruros. Los ejemplos incluyen hidruro de sodio\(NaH\), e hidruro de calcio,\(CaH_2\).
• En cualquiera de sus compuestos, los estados de oxidación de los átomos de metales alcalinos (litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio) son 1+. (Hay casos excepcionales, pero no los consideramos).
• En cualquiera de sus compuestos, los estados de oxidación de los átomos de halógeno (flúor, cloro, bromo, yodo y astatina) son 1—, excepto en los compuestos que contienen un enlace halógeno-oxígeno.
• Los estados de oxidación de cualquier otro átomo en un compuesto se eligen para hacer que la suma de los estados de oxidación en el resto químico sea igual a su carga. Entonces, para una molécula neutra, los estados de oxidación suman a cero. Para un anión monovalente, suman 1—, etc.