Saltar al contenido principal
LibreTexts Español

11.1: Números de oxidación

  1. Última actualización
  2. Guardar como PDF
  • Page ID
    77583

    • \( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)\(\newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)

    Resultados de aprendizaje

    • Asignar números de oxidación a elementos libres o elementos en un compuesto o ion.

    Números de Oxidación

    Un número de oxidación es un número positivo o negativo que se asigna a un átomo para indicar su grado de oxidación o reducción. El término estado de oxidación a menudo se usa indistintamente con el número de oxidación. Una transferencia parcial de electrones es un desplazamiento en la densidad electrónica cerca de un átomo como resultado de un cambio en los otros átomos a los que está unido covalentemente. Ese desplazamiento de carga se basa en las electronegatividades relativas de los átomos involucrados en el enlace.

    En general, el número de oxidación de un átomo en una molécula es la carga que tendría el átomo si todos los enlaces polares covalentes e iónicos dieran como resultado una transferencia completa de electrones del átomo menos electronegativo al más electronegativo. Los números de oxidación se pueden asignar usando el conjunto de reglas que se describen a continuación.

    1. El número de oxidación de un átomo en un elemento libre neutro es cero. Se considera que un elemento libre es cualquier elemento en estado no combinado, ya sea monatómico o poliatómico. Por ejemplo, el número de oxidación de cada átomo en\(\ce{Fe}\)\(\ce{Li}\),\(\ce{N_2}\),\(\ce{Ar}\), y\(\ce{P_4}\) es cero.
    2. El número de oxidación de un ion monatómico (compuesto por un átomo) es el mismo que la carga del ion. Por ejemplo, los números de oxidación de\(\ce{K^+}\)\(\ce{Se^{2-}}\), y\(\ce{Au^{3+}}\) son\(+1\)\(-2\), y\(+3\), respectivamente.
    3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es\(-2\).
    4. El número de oxidación del hidrógeno en la mayoría de los compuestos es\(+1\).
    5. El número de oxidación del flúor en todos los compuestos es\(-1\). Otros halógenos suelen tener un número de oxidación\(-1\) en compuestos binarios, pero pueden tener números de oxidación variables dependiendo del entorno de unión.
    6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es cero. Por ejemplo, en\(\ce{H_2O}\), los números de oxidación de\(\ce{H}\) y\(\ce{O}\) son\(+1\) y\(-2\), respectivamente. Debido a que hay dos átomos de hidrógeno en la fórmula, la suma de todos los números de oxidación en\(\ce{H_2O}\) es\(2 \left( +1 \right) + 1 \left( -2 \right) = 0\).
    7. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga total en el ion. Por ejemplo, en\(\ce{SO_4^{2-}}\), los números de oxidación de\(\ce{S}\) y\(\ce{O}\) son\(+6\) y\(-2\), respectivamente. La suma de todos los números de oxidación en el ion sulfato sería\(1 \left( +6 \right) + 4 \left( -2 \right) = -2\), que es la carga del ion.

    Un examen de las reglas para asignar números de oxidación revela que hay muchos elementos para los que no existen reglas específicas, como el nitrógeno, el azufre y el cloro. Estos elementos, así como algunos otros, pueden tener números de oxidación variables dependiendo de los otros átomos a los que están unidos covalentemente en un compuesto molecular. Es útil analizar algunas moléculas para ver la estrategia a seguir en la asignación de números de oxidación a otros átomos.

    Los números de oxidación para los átomos en un compuesto iónico binario son fáciles de asignar porque son iguales a la carga del ion (regla 2). En\(\ce{FeCl_3}\), el número de oxidación del hierro es\(+3\), mientras que el número de oxidación del cloro es\(-1\). En\(\ce{Ca_3P_2}\), el calcio es\(+2\), mientras que el fósforo lo es\(-3\). Esto se debe a que un compuesto iónico está en forma de una red cristalina que en realidad está compuesta por estos iones.

    Asignar números de oxidación para compuestos moleculares es más complicado. La clave es recordar la regla 6: que la suma de todos los números de oxidación para cualquier especie neutra debe ser cero. Asegúrese de dar cuenta de los subíndices que aparecen en la fórmula. Como ejemplo, considere el compuesto ácido nítrico,\(\ce{HNO_3}\). De acuerdo con la regla 4, el número de oxidación del hidrógeno es\(+1\). De acuerdo con la regla 3, el número de oxidación del oxígeno es\(-2\). No existe una regla con respecto al nitrógeno, pero su número de oxidación se puede calcular de la siguiente manera.

    \[1 \left( +1 \right) + x + 3 \left( -2 \right) = 0, \: \text{where} \: x \: \text{is the oxidation number of nitrogen}\]

    \[\text{Solving:} \: x = 0 - 1 - \left( -6 \right) = +5\]

    El número de oxidación del átomo de nitrógeno en\(\ce{HNO_3}\) es\(+5\). A menudo al asignar números de oxidación, es conveniente escribirlo encima del símbolo dentro de la fórmula.

    \[\overset{+1}{\ce{H}} \overset{+5}{\ce{N}} \overset{-2}{\ce{O_3}}\]

    Quizás te preguntes si hay algún límite en el valor de los números de oxidación. El punto clave a considerar es la regla del octeto. Dado que el nitrógeno tiene 5 electrones de valencia, lo máximo que puede “perder” mientras forma enlaces en una molécula es de 5, por lo que su mayor número de oxidación posible es\(+5\). Alternativamente, podría ganar hasta 3 electrones, por lo que su número de oxidación más bajo (el más negativo) posible es\(-3\). De manera similar, el cloro puede tener números de oxidación que van desde\(-1\) hasta\(+7\).

    Figura\(\PageIndex{1}\): El tiosulfato de sodio es un compuesto cristalino blanco (izquierda) compuesto por dos iones de sodio\(\left( \ce{Na^+} \right)\) por cada ion tiosulfato\(\left( \ce{S_2O_3^{2-}} \right)\) (derecha).

    Consideremos ahora el compuesto iónico tiosulfato de sodio,\(\ce{Na_2S_2O_3}\) (Figura\(\PageIndex{1}\)). Contiene el ion poliatómico tiosulfato,\(\ce{S_2O_3^{2-}}\). El sodio no forma parte del ion poliatómico unido covalentemente, por lo que su número de oxidación es el mismo que sería en un compuesto iónico binario,\(+1\). El azufre es el átomo cuyo número de oxidación no está cubierto por una de las reglas. Al número de oxidación del azufre se le asigna la variable\(x\) en el siguiente cálculo. Recuerde que la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser igual a cero porque\(\ce{Na_2S_2O_3}\) es un compuesto neutro.

    \[ \begin{align}2 \left( +1 \right) + 2 \left( x \right) + 3 \left( -2 \right) &= 0 \\[5pt] 2 + 2x -6 &=0 \\[5pt] -4 + 2x &= 0 \\[5pt] 2x &= +4 \\[5pt] x &= +2 \end{align}\]

    El azufre tiene un número de oxidación de\(+2\) in\(\ce{Na_2S_2O_3}\). Observe cómo se tuvo que contabilizar el subíndice de 2 para el\(\ce{S}\) átomo dividiendo el resultado de la resta por 2. Al asignar números de oxidación, lo haces para cada átomo individual. En el ejemplo anterior, el número de oxidación del azufre también podría haberse determinado observando solo el ion tiosulfato,\(\ce{S_2O_3^{2-}}\).

    \[ \begin{align} 2 \left( x \right) + 3 \left( -2 \right) &= -2 \\[5pt] 2x - 6 &= -2 \\[5pt] 2x &= +4 \\[5pt] x &= +2 \end{align}\]

    Colaboradores y Atribuciones

    • CK-12 Foundation by Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson, and Jean Dupon.

    • Allison Soult, Ph.D. (Department of Chemistry, University of Kentucky)

    This page titled 11.1: Números de oxidación is shared under a CK-12 license and was authored, remixed, and/or curated by CK-12 Foundation via source content that was edited to the style and standards of the LibreTexts platform; a detailed edit history is available upon request.

    CK-12 Foundation
    LICENSED UNDER
    CK-12 Foundation is licensed under CK-12 Curriculum Materials License