Número de oxidación de elementos y compuestos
Una reja de hierro en Guayaquil, cerca del mar, se llena de óxido rojizo en pocos meses. El hierro brillante se convirtió en otra sustancia. ¿Qué cambió realmente en los átomos de hierro? ¿Cómo lo podemos «contar» sin ver los electrones? La herramienta es el número de oxidación.
Qué es el número de oxidación
En muchos compuestos los electrones no se reparten por igual entre los átomos. El número de oxidación (n. o.) es la carga que tendría un átomo si todos los electrones de cada enlace se asignaran al átomo más electronegativo. Es una contabilidad, no siempre una carga real.
Se escribe con el signo delante: $+2$, $-1$, $0$. Un ion se escribe con el signo detrás: $Fe^{3+}$.
No lo confundas con la valencia: la valencia es el número de enlaces o la capacidad de combinación y no lleva signo; el número de oxidación sí lleva signo y puede ser $0$. Por ejemplo, el carbono en $CH_4$ tiene valencia 4 y número de oxidación $-4$.
Escribe el número de oxidación del azufre en cada una de estas especies: $S_8$, $H_2S$ y $SO_2$. Indica en una línea la regla que aplicaste en el caso del $S_8$.
Escribe el número de oxidación del azufre en cada una de estas especies: $S_8$, $H_2S$ y $SO_2$. Indica en una línea la regla que aplicaste en el caso del $S_8$.
Reglas para asignarlo
Se aplican en este orden de prioridad:
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Un elemento libre, sea átomo o molécula, tiene n. o. $0$: $Fe$, $O_2$, $Cl_2$, $S_8$.
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Un ion monoatómico tiene como n. o. su carga: $Na^+$ es $+1$, $Cl^-$ es $-1$.
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La suma de los n. o. de una especie neutra es $0$; en un ion poliatómico es igual a su carga.
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Metales alcalinos: $+1$. Alcalinotérreos: $+2$. Aluminio: $+3$.
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Flúor: siempre $-1$.
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Hidrógeno: $+1$ con no metales ($H_2O$, $HCl$); $-1$ en hidruros metálicos ($NaH$, $CaH_2$).
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Oxígeno: $-2$ en casi todos los compuestos; $-1$ en peróxidos ($H_2O_2$, $Na_2O_2$).
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Halógenos (Cl, Br, I): $-1$ cuando se combinan con metales o con hidrógeno.
Solución del tu turno: $x + 3(-2) = -2$, así que $x = +4$.
Determina el número de oxidación del cloro en el $NaCl$, en el $Cl_2$ y en el $HClO_4$. Luego ordena las tres especies de menor a mayor número de oxidación del cloro.
Determina el número de oxidación del cloro en el $NaCl$, en el $Cl_2$ y en el $HClO_4$. Luego ordena las tres especies de menor a mayor número de oxidación del cloro.
Calcula el número de oxidación del manganeso en $KMnO_4$, en $MnO_2$ y en $MnSO_4$. Con esos valores, explica en qué compuesto el manganeso está más oxidado y en cuál…
Calcula el número de oxidación del manganeso en $KMnO_4$, en $MnO_2$ y en $MnSO_4$. Con esos valores, explica en qué compuesto el manganeso está más oxidado y en cuál está más reducido.
Iones poliatómicos
En un ion como el dicromato $Cr_2O_7^{2-}$ la suma es $-2$, no $0$. Fíjate además en que el subíndice multiplica: hay dos átomos de cromo.
Soluciones: $x - 6 = -1$ da $N = +5$; $x - 8 = -3$ da $P = +5$.
Determina el número de oxidación del elemento señalado en cada ion: el cromo en $Cr_2O_7^{2-}$, el nitrógeno en $NO_3^-$ y el fósforo en $PO_4^{3-}$. Escribe la ecuación…
Determina el número de oxidación del elemento señalado en cada ion: el cromo en $Cr_2O_7^{2-}$, el nitrógeno en $NO_3^-$ y el fósforo en $PO_4^{3-}$. Escribe la ecuación algebraica que planteaste en el caso del ion dicromato.
Oxidación y reducción
Con el número de oxidación se define qué le pasa a cada elemento en una reacción.
Cuando se corroe una reja: $Fe \rightarrow Fe^{3+} + 3e^-$. El hierro pasa de $0$ a $+3$: sube, pierde 3 electrones, se oxida.
Las dos cosas ocurren siempre juntas: los electrones que pierde uno los gana otro. Por eso se habla de reacciones redox.
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El agente reductor es la sustancia que se oxida (cede electrones y reduce a otra).
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El agente oxidante es la que se reduce (capta electrones y oxida a otra).
Respuesta: $3 \cdot 2 = 6$ electrones.
Durante la corrosión del hierro ocurre el cambio $Fe \rightarrow Fe^{3+} + 3e^-$. Indica si el hierro se oxida o se reduce, cuál es su número de oxidación inicial y…
Durante la corrosión del hierro ocurre el cambio $Fe \rightarrow Fe^{3+} + 3e^-$. Indica si el hierro se oxida o se reduce, cuál es su número de oxidación inicial y final, y si pierde o gana electrones.
Camila observa que una cinta de magnesio arde en el aire con luz blanca intensa según la reacción $2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$. Asigna los números de oxidación de todos…
Camila observa que una cinta de magnesio arde en el aire con luz blanca intensa según la reacción $2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$. Asigna los números de oxidación de todos los elementos, indica cuál se oxida y cuál se reduce, y señala cuántos electrones se transfieren por cada átomo de magnesio.
Casos especiales
A veces el mismo elemento aparece con dos números de oxidación distintos dentro de la misma reacción, o un elemento cambia en una parte de sus átomos y no en otros.
Otro caso: el peróxido de hidrógeno $H_2O_2$. Aquí el oxígeno es $-1$ (excepción de la regla 7: hay un enlace O–O entre dos átomos iguales). En la reacción $2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2$ el oxígeno pasa:
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de $-1$ a $-2$ en el $H_2O$: baja, se reduce;
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de $-1$ a $0$ en el $O_2$: sube, se oxida.
Cuando una misma sustancia se oxida y se reduce a la vez se llama dismutación (o desproporción). Por eso el $H_2O_2$ puede ser oxidante (si el oxígeno baja a $-2$) o reductor (si sube a $0$).
En la reacción $Cu + 4HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)2 + 2NO_2 + 2H_2O$ asigna el número de oxidación a cada elemento en reactivos y productos. Identifica qué elemento se…
En la reacción $Cu + 4HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O$ asigna el número de oxidación a cada elemento en reactivos y productos. Identifica qué elemento se oxida y cuál se reduce, y explica por qué no todo el nitrógeno del $HNO_3$ cambia de número de oxidación.
El peróxido de hidrógeno ($H_2O_2$) puede comportarse como oxidante o como reductor. Asigna el número de oxidación del oxígeno en $H_2O_2$, en $H_2O$ y en $O_2$. Con…
El peróxido de hidrógeno ($H_2O_2$) puede comportarse como oxidante o como reductor. Asigna el número de oxidación del oxígeno en $H_2O_2$, en $H_2O$ y en $O_2$. Con ello, argumenta en qué sentido cambia el oxígeno en la reacción $2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2$ y por qué se la llama dismutación (o desproporción).
Resumen
Vuelve al principio: la reja se oxida porque el hierro pasa de $0$ a $+3$, pierde electrones y los capta el oxígeno del aire, que baja de $0$ a $-2$.