Estado de oxidación

Estado de oxidacion

El estado de oxidación es la cantidad de electrones que tiende a ceder o adquirir un átomo en una reacción química con otros átomos para poder -de ésa manera- adquirir cierta estabilidad química.

El átomo tiende a obedecer la regla del octeto (o dueto) para así lograr tener una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, los cuales son muy estables. Dicha regla sostiene que un átomo debe tener ocho electrones en su nivel de energía más externo; en el caso del hidrógeno, se habla entonces de la regla de dueto, la cual proporciona la misma estabilidad que la regla del octeto.

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 el átomo -B- tiene 3 electrones que necesitan 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 el átomo A y B pueden unirse para formar un compuesto, y así, ser estables dependiendo el úno del otro; la regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo átomos (moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (ión poliatómico).

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

• Los elementos metálicos.
• Los elementos no metálicos.
• Los gases nobles.

Existen elementos metálicos que. dependiendo de las condiciones a que se vean sometidos. pueden funcionar como metales o no metales indistintamente; a estos elementos se les llama metaloides.

El numero de oxidación queda definido por esta clasificación. Concretamente el número de oxidación Los metales siempre ceden electrones, por lo que su número de oxidación siempre es positivo y los no metales siempre reciben esos electrones cedidos por lo que siempre tendrá un número de oxidación negativo. Ejemplos

Na⁰ + Cl⁰₂ → Na⁺¹Cl^-1

NOTA: El cloro sin combinar es diatómico

Na (sodio) se combina con el Cl (Cloro) y producen cloruro de sodio El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 ya que están equilibrados electricamente. El número de oxidación del sodio (metales, siempre ceden (en general forman iones) y siempre son positivos) combinado es 1+ ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro (no metales, siempre aceptan y siempre son negativos)combinado es 1- ya que acepta ese electron cedido por el sodio.

Al⁰ + O⁰₂ → Al⁺³₂O^-2₃

NOTA: El oxígeno sin combinar es diatómico

Al (aluminio) se combina con el O (oxígeno) y producen 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 (metales, siempre ceden y siempre son positivos) combinado es 3+ ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno (no metales, siempre aceptan y siempre son negativos)combinado es 2- ya que acepta hasta 2 electrones.

•REGLAS PARA CALCULAR EL NUMERO DE OXIDACION• 1. El No.Ox. de un elemento libre o en estado basal es igual a CERO. 2. El No.Ox. de unión es igual a su carga. 3. El No.Ox. del H es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1. 4. El No.Ox. del O es -2, excepto en los peróxidos donde es -1. 5. El No.Ox. de los metales en los compuestos es igual a su valencia iónica: Alcalinos +1 y Alcalinos Ferreos +2. 6. La suma algebráica de los No.Ox. en un compuesto es igual a CERO.

Esto crea un problema con las cargas eléctricas ya que existe un problema con los electrones cedidos y aceptados por cada elemento, el aluminio cede tres y el oxígeno solo acepta dos, sobra uno, por lo que se concluye que no es solamente un oxígeno el que interviene en la reacción y se procede a balancearla para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento. La ecuación balanceada quedaría así:

4Al⁰ + 3O⁰₂ → 2Al⁺³₂O^-2₃

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