Número de oxidación
El número de oxidación (no), o grado de oxidación (do), es el número de cargas eléctricas elementales reales o ficticias que lleva un átomo dentro de una especie química ( molécula , radical o ión ). Este número, que describe el estado de oxidación del átomo, caracteriza el estado electrónico del elemento químico correspondiente considerando la carga real (en el caso de un ion monoatómico ) o ficticia (si este elemento está combinado). La carga ficticia se calcula, en el caso de moléculas, considerando que el elemento:
- posee todos los electrones de los enlaces químicos establecidos con los átomos menos electronegativos que él, lo que se traduce para él por una ganancia de electrón (s);
- no tiene ninguno de los electrones de los enlaces químicos establecidos con átomos más electronegativos que él, lo que resulta en la pérdida de electrones.
En un cuerpo simple , un elemento se caracteriza por un número de oxidación cero.
En el caso de los iones monoatómicos, el número de oxidación del ion es el valor de la carga eléctrica que lleva (ejemplo: no (Na + ) = + I).
Dentro de una molécula, se aplica la regla de electronegatividad explicada anteriormente. Por ejemplo, en el dióxido de azufre SO 2 , el oxígeno O es más electronegativo que el azufre S. Dado que están doblemente enlazados, el átomo de azufre S ha perdido ficticiamente dos electrones por cada doble enlace S = O. Por lo tanto, lleva en total una carga ficticia de +4 y tiene un número de oxidación de + IV, por otro lado, cada oxígeno ha ganado 2 electrones y, por lo tanto, tiene un número de oxidación de -II (los números de oxidación se indican convencionalmente en números romanos ). ; siendo la molécula de SO 2 neutra.
En realidad, excepto en el caso de que la diferencia de electronegatividad entre dos elementos sea muy grande, los enlaces son covalentes y presentan un carácter iónico parcial, lo que significa que hay una transferencia de carga parcial entre los átomos enlazados. Si la electronegatividad de los dos átomos enlazados es la misma (por ejemplo, si los átomos enlazados son el mismo elemento), entonces el enlace no contribuye al cálculo del no.
El número de oxidación es un concepto conveniente y útil para el estudio de reacciones redox . Facilita el recuento de electrones y ayuda a comprobar su conservación.
Definición
El carbono neutro aislado por definición tiene un número de oxidación (No.) cero. Si un átomo da (pierde) un electrón , se dice que tiene un número de oxidación igual a uno ( no = + I); si da dos, no = + II, etc. Por el contrario, si un átomo acepta (recibe) un electrón, su número de oxidación se vuelve negativo ( no = –I); si acepta dos, no = −II, etc.
Si el átomo que ha dado o aceptado uno o más electrones permanece aislado, se convierte en un ion cuya carga es igual a su número de oxidación. Pero muy a menudo los donantes y aceptores de electrones están unidos por este intercambio y constituyen una molécula neutra o un ion poliatómico , como el H 2 Oo NH+
4 ; entonces los átomos no se consideran cargados individualmente. En la molécula de agua, por ejemplo, los átomos de hidrógeno han dado un electrón cada uno al átomo de oxígeno (que completa su capa de valencia ), pero permanecen unidos al oxígeno, cada uno por uno de los dos dobletes así formados. En cierto modo, cada uno de estos dobletes "beneficia" al átomo de oxígeno así como al átomo de hidrógeno.
Igual al número de electrones perdidos o ganados, el número de oxidación es necesariamente un número entero. Sin embargo, algunos recuentos pueden dar lugar a números de oxidación fraccionados. Este es entonces un número de oxidación promedio y se debe detallar el recuento átomo por átomo (o ión por ión). Por ejemplo, óxido de hierro hierro Fe 3 O 4Se puede considerar contando que los tres hierros juntos tienen ocho cargas positivas, porque cada oxígeno es un ion O 2- . Por tanto, el hierro tiene en promedio un índice de oxidación de 8/3. De hecho, dos de los tres hierros tienen un número de oxidación (+ III) y el 3 rd un número de oxidación (+ II). En total: 2 × (+ III) + 1 × (+ II) = 8.
Clasificación
En especies químicas neutras o iónicas, los números de oxidación se indican con números romanos entre paréntesis, colocados justo después del elemento en cuestión para tener en cuenta la transferencia parcial de electrones.
Por ejemplo, el óxido de hierro (III) corresponde a la fórmula Fe 2 O 3 , diferente del óxido de hierro (II) con la fórmula FeO.
Asimismo, el ion tetraoxomanganato (VII) corresponde al manganeso Mn (VII) y a la fórmula MnO 4 - , también llamado permanganato .
Reglas que definen el número de oxidación
Reglas generales
- En una especie química heteropoliatómica (compuesta por átomos de diferente naturaleza), se considera que el átomo con mayor afinidad por los electrones, es decir, el más electronegativo , recibe electrones.
Ejemplo: H 2 O corresponde a 2 H (+ I) y 1 O (-II).
- En una especie química neutra (molécula o radical), la suma del n o de los átomos constituyentes es cero. Por otro lado, si el compuesto es iónico, esta suma es igual a la carga del ion.
Ejemplo: SO 4 2- (ion sulfato ) corresponde a 1 S (VI) y 4 O (-II).
- En una especie química homopoliatómica (compuesta por átomos de la misma naturaleza), los átomos generalmente tienen todos el mismo número
Ejemplos de moléculas homonucleares: O 2 ( dioxígeno ); N 2 ( dinitrógeno ); no (Y o N) = 0.
Ejemplo de ión homopoliatómico: Hg 2 2+ (ión dimercurio (+ I), constituyente del cloruro de mercurio (I) ); no (Hg) = + I.
Excepción: en el ozono O 3 el átomo mediano de oxígeno tiene carga positiva y los otros dos carga negativa, sin poder atribuirles números enteros.
- En una especie química heteropoliatómica, si existen enlaces covalentes entre átomos de la misma naturaleza, no contribuyen al cálculo del no.
Ejemplo: en C 2 H 6es decir, H 3 C-CH 3( etano ), los estados de oxidación son H (I) y C (-III).
Reglas habituales
- Un cuerpo simple elemental o molecular tiene un no igual a cero (por ejemplo, no (Ne) = 0 y no (H 2 ) = 0).
- En un compuesto, el flúor siempre tiene un no igual a –I.
- En un compuesto, un álcali (Li, Na, etc.) siempre tiene un no igual a + I.
- En un compuesto, un alcalinotérreo (Be, Mg, etc.) siempre tiene un no igual a + II.
- En un compuesto, el hidrógeno tiene en casi todos los casos un no igual a + I, con la excepción de los hidruros metálicos , como NaH o LiH (hidruro de sodio o litio), para los cuales no (H) = –I.
- En un compuesto, el oxígeno con mayor frecuencia tiene un no igual a –II. Sin embargo, existen varias excepciones:
- En los peróxidos , la presencia de un puente de oxígeno OO induce un no = –I para cada oxígeno.
Ejemplo: H 2 O 2 ( peróxido de hidrógeno ), que corresponde a HOOH.
- En superóxidos , (el ion superóxido tiene la fórmula O 2 - ), es -1/2 en promedio. De hecho, uno de los átomos de O está cargado –1 y tiene un número de oxidación –I, el otro no está cargado y tiene un número de oxidación de cero.
- En los ozonidos (el ion ozonido tiene la fórmula O 3 - ), es de -1/3 en promedio. De hecho, uno de los átomos de O está cargado –1 y tiene un número de oxidación –I, los otros dos están descargados y tienen un número de oxidación de cero.
- Dado que el flúor es el más electronegativo de los elementos, tiene un número de oxidación -I en todos sus compuestos. Por tanto, en la molécula de OF 2 ( difluoruro de oxígeno ), el número de oxígeno es + II.
Aplicación a una estructura de Lewis
Cuando la estructura de Lewis de una molécula está disponible, los números de oxidación se pueden calcular a partir de los electrones de valencia :
- Los electrones en un enlace químico entre dos átomos diferentes "pertenecen" al átomo con la electronegatividad más alta;
- También se comparten los electrones que pertenecen a un enlace compartido por dos átomos iguales;
- Los electrones en un par de electrones (par único) pertenecen exclusivamente al átomo que tiene dicho par.
Por ejemplo, considere la molécula de ácido acético :
- Todos los átomos de hidrógeno tienen un número de oxidación de +1 porque "donan" su electrón a otros átomos enlazados que tienen mayor electronegatividad.
- El átomo de carbono en el grupo metilo (CH 3 ) tiene 3 × 2 = 6 electrones de valencia de sus enlaces con los tres átomos de hidrógeno. Además, el átomo de carbono obtiene un electrón de su enlace con el otro átomo de carbono, porque el par de electrones también se comparte en el enlace CC. Por tanto, el recuento es de 7 electrones. Un solo átomo de carbono tiene 4 electrones de valencia (familia IV-A de la tabla periódica). La diferencia, 4 - 7 = –3 , es su número de oxidación. Suponiendo que todos los enlaces son iónicos (que no es el caso aquí), el átomo de carbono se puede representar por C 3– .
- Aplicando las mismas reglas para el grupo carboxilo (-COOH), el átomo de carbono tiene un número de oxidación de + III. Obtiene un solo electrón de su enlace con el otro átomo de carbono. Los dos átomos de oxígeno "toman prestados" todos los demás electrones porque son más electronegativos que el carbono. Un solo átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia. Cada átomo de oxígeno está rodeado por 8 electrones: 4 de los pares simples y 4 de los enlaces. Como resultado, su número de oxidación es 6 - 8 = –2 .
Ejemplos de elementos con múltiples números de oxidación.
- El cloro puede tener varios números de oxidación:
Número
de oxidación
|
Fórmula
química
|
apellido
|
Comentario
|
|---|
| –1 |
Cl - |
cloruro |
|
| 0 |
Cl 2 |
cloro |
|
| +1 |
ClO - |
hipoclorito u oxoclorato (I) |
Constituyente de lejía .
|
| +3 |
ClO 2 - |
clorito o dioxoclorato (III) |
|
| +5 |
ClO 3 - |
clorato o trioxoclorato (V) |
Conocido por sus propiedades de impacto explosivo (KClO 3 : clorato de potasio)
|
| +7 |
ClO 4 - |
perclorato o tetraoxoclorato (VII) |
Conocido como ácido perclórico HClO 4 (ácido más fuerte, en agua).
|
Lo mismo ocurre con otros
halógenos , el
yodo y el
bromo, con la excepción del
flúor, que es más electronegativo que el oxígeno.
- En el caso de óxidos de hierro :
en FeO wustita , es hierro (+ II);
en hematita Fe 2 O 3, es hierro (+ III);
en magnetita Fe 3 O 4, es hierro (+ II) y hierro (+ III): Fe (II) Fe (III) 2 O 4.
- El manganeso puede existir en varios estados de oxidación:
se encuentra en el estado (+ II) en el óxido MnO;
en el estado de oxidación (+ III) en Mn 2 O 3 ;
en el estado (+ IV) en MnO 2 ;
en el estado (+ V) en Na 3 MnO 4 ;
en el estado (+ VI) en K 2 MnO 4 ;
alcanza el máximo número de oxidación posible, (+ VII), en permanganato de potasio (KMnO 4 ) o en heptóxido de dimanganeso (Mn 2 O 7).
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Referencias
Notas
-
Número de oxidación versus carga eléctrica: el no se refiere a los átomos ya sea que estén aislados o dentro de un conjunto enlazado (molécula o ion poliatómico), la carga se refiere a iones, ya sean mono o poliatómicos. Los dos se fusionan solo para iones monoatómicos.
Referencias
-
(en) " estado de oxidación " Compendio de Terminología Química [ " Libro de Oro "], IUPAC 1997, corregida versión en línea (2006-), 2 ª ed.