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En química, el estado de oxidación de un elemento que forma parte de un compuesto, se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios.

El átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables electronicamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio.

Cuando un átomo -A- necesita por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de −3. Por otro lado, cuando un átomo -B- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo B cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de +3. En este ejemplo podemos deducir que los átomo A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (iones poliatómicos).

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química:

Existen elementos metálicos que, dependiendo de las condiciones a que sean sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A estos elementos se les denomina metaloides.

Los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen unicamente estados de oxidación positivos. Los elementos nometálicos y semimetálicos pueden tener estado de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.

Ejemplos

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 de sodico. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0, 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 está presentes 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, ya que están equilibrados electricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es +3, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es −2, ya que acepta hasta 2 electrones.

Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres electrones y el oxígeno sólo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se concluye que en la reacción no interviene un solo átomo de oxigeno, por lo que se procede a balancear la ecuacion, para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor.

La ecuación balanceada queda así:

4Al⁰ + 3O⁰₂ → 2Al⁺³₂O⁻²₃

Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los electrones excedentes.

Reglas para calcular el número de oxidación

No se puede formular una regla para todos los elementos, pero en general se puede afirmar que:

El número de oxidación de un elemento libre o en estado basal es igual a 0.
Todos los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen solo E.O. positivos.
Los elementos nometálicos y semimetálicos pueden tener E.O. positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.
Para cualquier elemento el máximo E.O. es el correspondiente al número de grupo.
El mínimo E.O. posible de un elemento es –4, y lo tienen algunos de los elementos del grupo 4A.
Los no metales tienen un E.O. negativo único, que es igual al número de grupo menos 8.
Los elementos de los grupos 1A y 2A poseen los E.O. +1 y +2 respectivamente.
El hidrógeno funciona con E.O. +1 generalmente, a excepción cuando forma hidruros metálicos en donde su E.O. es –1.
El número de oxidación del O es −2, excepto cuando forma peróxidos, donde es −1, y cuando forma superóxidos, donde es −1/2.
La sumatoria de los E.O. de los elementos de una especie es igual a su carga.

Véase también

Electroquímica

Enlaces externos

"Estado de oxidación" — PDF (3.82 KiB) Gold Book de la IUPAC (en inglés)
"High Oxidation States of 5d Transition Metals"

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+{{wikificar|t=20090217005416|química}}
-Fórmulas químicas
+En [[química]], el '''estado de oxidación''' de un [[Elemento químico|elemento]] que forma parte de un [[Compuesto químico|compuesto]], se considera como la carga aparente con la que dicho elemento está funcionando en ese compuesto. Los estados de oxidación pueden ser positivos, negativos, cero, enteros y fraccionarios.
+El átomo tiende a obedecer la [[regla del octeto]] para así tener una [[configuración electrónica]] similar a la de los [[gases nobles]], los cuales son muy estables electronicamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del [[hidrógeno]] este trata de tener 2 electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del [[helio]].
-    Para representar una sustancia química utilizamos las fórmulas químicas, que nos indican los átomos que la forman así como el número o proporción de estos átomos en dicha sustancia.
+Cuando un átomo -''A''- necesita por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de −3. Por otro lado, cuando un átomo -''B''- tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo B cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de +3. En este ejemplo podemos deducir que los átomo A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos ([[molécula]]s) o cediendo y adquiriendo electrones ([[iones]] poliatómicos).
-    La fórmula del agua, H2O, nos informa de que está formada de hidrógeno y oxígeno, y además que por cada átomo de oxígeno tenemos dos átomos de hidrógeno.
+Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química:
-Objetivo de la formulación
+* [[Metales]]
-    El objetivo de la formulación y nomenclatura química es que a partir del nombre de un compuesto sepamos cual es su fórmula, y a partir de la fórmula sepamos cual es su nombre. Antiguamente esto no era tan fácil, pero gracias a las normas de la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) la formulación resulta más sencilla.
+* [[No metales]]
+* [[Gases nobles]]
+Existen elementos metálicos que, dependiendo de las condiciones a que sean sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A estos elementos se les denomina [[metaloide]]s.
-¿Por qué se unen los átomos?
+Los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen unicamente estados de oxidación positivos.
-    Porque así consiguen más estabilidad.
+Los elementos nometálicos y semimetálicos pueden tener estado de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.
+== Ejemplos ==
-    Cuando se estudian las configuraciones electrónicas de los átomos se ve que los electrones del nivel de valencia (la última capa) tienen una importancia especial ya que son los que participan en la formación de los enlaces y en las reacciones químicas. También estudiaste que los gases nobles tienen gran estabilidad, y eso se debe a que tienen las capas electrónicas completas. Pues bien, tener las capas electrónicas completas será la situación a la que tiendan la mayoría de los átomos a la hora de formar enlaces, o lo que es lo mismo a la hora de formar compuestos.
+;Cloruro de sodio
-¿Cómo se consigue configuración de gas noble?
+Na<sup>0</sup> + Cl<sup>0</sup><sub>2</sub> → Na<sup>+1</sup>Cl<sup>−1</sup>
+Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica.
-    Los átomos pueden conseguir configuración de gas noble de tres formas: ganando, perdiendo o compartiendo electrones con otros átomos.
+El [[sodio]] (Na) se combina con el [[cloro]] (Cl), produciendo cloruro de sodico. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0, ya que están equilibrados eléctricamente.
-    En los elementos de los grupos representativos (alcalinos, alcalinoterreos, grupo del B, grupo del C, grupo del N, calcógenos y halógenos) el nivel de valencia se completa con ocho electrones. Los átomos con pocos electrones de valencia (alcalinos , alcalinotérreos, etc.) tenderán a perderlos dando lugar a iones positivos (cationes) y formando en general compuestos iónicos. Los átomos con muchos electrones de valencia (halógenos, calcógenos, etc.) tenderán a ganarlos dando lugar a iones negativos (aniones), formando con los metales compuestos iónicos, pero con los no metales compuestos covalentes.
+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
-    Los átomos con un número intermedio de electrones (el más característico es el grupo del carbono) tenderán a compartir electrones con otros átomos dando lugar a compuestos covalentes.
+Al<sup>0</sup> + O<sup>0</sup><sub>2</sub> → Al<sup>+3</sup><sub>2</sub>O<sup>−2</sup><sub>3</sub>
+El [[oxígeno]] está presentes en forma diatómica (gas).
-¿Cuántos átomos se combinarán en un compuesto?
+El [[aluminio]] (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo [[Alúmina|óxido de aluminio]].
-    Los compuestos son eléctricamente neutros, excepto los iones cuando los formulemos 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.
+El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0, ya que están equilibrados electricamente.
+El número de oxidación del aluminio combinado es +3, ya que cede tres electrones.
+El número de oxidación del oxígeno combinado es −2, ya que acepta hasta 2 electrones.
+Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres electrones y el oxígeno sólo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se concluye que en la [[reacción química|reacción]] no interviene un solo átomo de oxigeno, por lo que se procede a balancear la ecuacion, para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor.
-    Pero para saber cuál es la carga que aporta cada átomo vamos a emplear un concepto muy útil que se llama número de oxidación.
+La ecuación balanceada queda así:
-    ¿Qué es el número de oxidación?
+Al<sup>0</sup> + 3O<sup>0</sup><sub>2</sub> → 2Al<sup>+3</sup><sub>2</sub>O<sup>−2</sup><sub>3</sub>
-    El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
+Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los electrones excedentes.
-    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.
+== Reglas para calcular el número de oxidación ==
-    El número de oxidación se escribe en números romanos (recuérdalo cuando veamos la nomenclatura de Stock): +I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV, etc. Pero en esta página también usaremos caracteres arábigos para referirnos a ellos: +1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4 etc., lo que nos facilitará los cálculos al tratarlos como números enteros.
+No se puede formular una regla para todos los elementos, pero en general se puede afirmar que:
-    En los iones monoatómicos la carga eléctrica coincide con el número de oxidación. 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-).
+* El número de oxidación de un elemento libre o en estado basal es igual a 0.
-    ¿Será tan complicado saber cuál es el número de oxidación que le corresponde a cada átomo? Pues no, basta con conocer el número de oxidación de los elementos que tienen un único número de oxidación, que son pocos, y es muy fácil deducirlo a partir de las configuraciones electrónicas. Estos 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.
+* Todos los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen solo E.O. positivos.
+* Los elementos nometálicos y semimetálicos pueden tener E.O. positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.
+* Para cualquier elemento el máximo E.O. es el correspondiente al número de [[Grupo de la tabla periódica|grupo]].
+* El mínimo E.O. posible de un elemento es –4, y lo tienen algunos de los elementos del grupo 4A.
+* Los no metales tienen un E.O. negativo único, que es igual al número de grupo menos 8.
+* Los elementos de los grupos 1A y 2A poseen los E.O. +1 y +2 respectivamente.
+* El hidrógeno funciona con E.O. +1 generalmente, a excepción cuando forma [[hidruro]]s metálicos en donde su E.O. es –1.
+* El número de oxidación del O es −2, excepto cuando forma [[peróxido]]s, donde es −1, y cuando forma [[superóxido]]s, donde es −1/2.
+* La sumatoria de los E.O. de los elementos de una especie es igual a su carga.
+== Véase también==
-Tabla nº oxidación
+* [[Electroquímica]]
+== Enlaces externos ==
+* {{PDFlink|[http://www.iupac.org/goldbook/O04365.pdf "Estado de oxidación"]|3.82&nbsp;[[Kibibyte|KiB]]}} ''[[Compendium of Chemical Terminology|Gold Book]]'' de la [[IUPAC]] (en inglés)
+* [http://www.psichem.de "High Oxidation States of 5d Transition Metals"]
+[[Categoría:Enlace químico]]
+[[Categoría:Propiedades químicas]]
+[[af:Oksidasietoestand]]
+[[bg:Степен на окисление]]
+[[bs:Oksidacijsko stanje]]
+[[ca:Estat d'oxidació]]
+[[cs:Oxidační číslo]]
+[[da:Oxidationstrin]]
+[[de:Oxidationszahl]]
+[[en:Oxidation state]]
+[[eo:Oksidiĝa nombro]]
+[[et:Oksüdatsiooniaste]]
+[[eu:Oxidazio-egoera]]
+[[fi:Hapetusluku]]
+[[fr:État d'oxydation]]
+[[hu:Oxidációs szám]]
+[[id:Bilangan oksidasi]]
+[[is:Oxunartala]]
+[[it:Stato di ossidazione]]
+[[ja:酸化数]]
+[[jbo:kijytcini]]
+[[ka:ჟანგვის რიცხვი]]
+[[ko:산화수]]
+[[lt:Oksidacijos laipsnis]]
+[[lv:Oksidēšanas pakāpe]]
+[[mk:Оксидационен број]]
+[[nds:Oxidatschoonstall]]
+[[nl:Oxidatietoestand]]
+[[nn:Oksidasjonstal]]
+[[pl:Stopień utlenienia]]
+[[pt:Estado de oxidação]]
+[[ro:Număr de oxidare]]
+[[ru:Степень окисления]]
+[[sh:Oksidacioni broj]]
+[[sk:Oxidačné číslo]]
+[[sr:Оксидациони број]]
+[[sv:Oxidationstillstånd]]
+[[th:สถานะออกซิเดชัน]]
+[[uz:Oksidlanish darajasi]]
+[[zh:氧化态]]