El concepto de número, grado o

estado de oxidación.

Los procesos de oxidación-reducción

Alberto Rojas Hernández

Química Analítica IITrimestre 2013-I

El estado de oxidaciónestado de oxidación es un número (generalmente entero) positivo o negativo, que establece en forma convenida la cantidad de electrones donada o recibida en el átomo, tomando como referencia un átomo aislado y eléctricamente neutro. Entre otras cosas se define para contar indirectamente el número de electrones que intercambia un par redoxpar redox.

Estados de oxidación

En la actualidad es frecuente representar el estado de oxidación entre paréntesis con números romanos, encima del átomo en cuestión en una fórmula o al final de la misma.

Ejemplo: 272OCr

(VI+) (II-)En el ion dicromato, el estado de oxidación de cada uno de los átomos de Cr es VI+, en tanto que para cada átomo de O es II-.

1. En los átomos aislados y neutros el estado de oxidación es cero (0). Es por ello que generalmente en sustancias en estado elemental los átomos están también en estado de oxidación igual a 0.

Ejemplos: En un gas formado por átomos de helio todos los átomos de He se encuentran en estado de oxidación 0; así como en un trozo de plata metálica, todos los átomos de Ag también están en ese estado de oxidación.

Convenio para la determinación directa de estados de oxidación

2. En los iones monoatómicos la carga del ion corresponde con el estado de oxidación del átomo.

Ejemplos: en el ion Cl- el átomo de cloro está en estado de oxidación I-, en tanto que en el Fe3+ el átomo de hierro se encuentra en estado de oxidación III+.

3. En moléculas y iones poliatómicos, los átomos de cada elemento tienen un estado de oxidación proveniente de una asignación de los electrones del enlace de acuerdo a la electronegatividad: los electrones del enlace se asignan al átomo del elemento más electronegativo; o en forma equitativa si los átomos involucrados en el enlace tienen igual electronegatividad.

Convenio para la determinación directa de estados de oxidación

En este caso también son útiles las estructuras de Lewis.

La electronegatividad es una propiedad que se asocia a los átomos que establece su tendencia para “atraer” electrones. La escala más famosa y utilizada aún en la actualidad fue propuesta por Linus Pauling.

Gilbert Newton LewisGilbert Newton Lewis

Científico estadounidense (1875–1946) que desarrolló una teoría basada en el número de electrones de la “capa de valencia”, conocida como “teoría del octeto”. Dicha teoría también se relaciona con la estructura de las moléculas, por lo que también propone las llamadas “estructuras de Lewis”.

http://www.chemheritage.org/classroom/chemach/chemsynthesis/lewis-langmuir.html

Linus PaulingLinus Pauling

Químico estadounidense (1901-1994) que comenzó la aplicación de la mecánica cuántica en la química, y realizó grandes avances en el campo de la biología molecular. Explicó cómo se combinan los átomos para formar moléculas, así como la naturaleza de los enlaces químicos. También inventó el concepto de electronegatividad, y resolvió el misterio que hay tras de la enfermedad de anemia drepanocítica.

http://www.windows.ucar.edu/tour/link=/people/today/pauling.sp.html&edu=high&fr=t

Ejemplo 2: En la molécula de HBr al átomo de H se le asigna un estado de

oxidación de I+, en tanto que al de Br se le asigna el estado de oxidación I-.

Determinación directa de estados de oxidación. Ejemplos.

**H Brx

***

**

Electronegatividades: 2.1 < 2.8

Ejemplo 1: En la molécula de Br2, cada átomo de Br tiene estado de oxidación 0.

Brxx

xxxx

x*

Br ****

**

Electronegatividades: 2.8 = 2.8

(El átomo de Br aislado, eléctricamente neutro, tiene 7 electrones en la capa de valencia.)

(El átomo de H aislado, eléctricamente neutro, tiene 1 electrón en la capa de valencia.)

I. El estado de oxidación de átomos de hidrógeno en los compuestos, salvo en el caso de los hidruros metálicos, es I+.

II. El estado de oxidación de átomos de oxígeno en los compuestos generalmente es II-. Pero en el grupo peróxido a los dos átomos de O se les asigna el estado de oxidación I-. También causan excepción los superóxidos y los hiperóxidos.

III. El estado de oxidación de los átomos de los elementos alcalinos en sus compuestos es I+, en tanto que el de los alcalinotérreos es II+.

IV. Así es que en compuestos que tengan los elementos de los puntos anteriores, el estado de oxidación de los demás elementos se puede deducir del hecho que la suma de los estados de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga de la molécula del compuesto bajo estudio.

Convenio para la determinación indirecta de estados de oxidación

Determinación indirecta de estados de oxidación. Ejemplo.

Estados de oxidación de los átomos de la molécula de CaMnO4.

CaMnO4

(II-)(II+) (Y)

Como la especie es un electrolito neutro, además de que cada átomo de O tiene estado de oxidación –2 y el átomo de Ca tiene estado de oxidación +2, se puede escribir la ecuación:

(+2) + (Y) + (4)(-2) = (+2) + (Y) + (-8) = 0

entonces Y = (+8) + (-2) = +6

Por lo tanto, en el CaMnO4, el estado de oxidación del Mn es VI+.

El nombre del compuesto CaMnO4 es manganato de calcio (II)manganato de calcio (II).

Las diferentes especies del manganeso tienen un color o un estado de agregación diferente, según su estado de oxidaciónestado de oxidación.

Evidencia de diferentes especies de un mismo elemento

Color magenta verde café rosa pálido grisáceo

VII+ VI+ IV+ II+ 0Estado deoxidación

MnO4-Fórmula de

la especie MnO42- MnO2(s) Mn2+ Mn(s)

anfolitos redoxoxidante reductorNombre genérico

donadores o receptores de e-receptor

de e-

donadorde e-

Papel en el esquema

se transforman donandodonando electrones a otra especie

se transforman recibiendorecibiendo electrones de otra especieAl reaccionar química o electroquímicamente

permanganatoNombre

de la especie manganatodióxido

de manganeso

manganeso

(II)

manganeso

(0)

Alberto Rojas HernándezAlberto Rojas Hernández

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