UPCI

REGLAS DE OXIDACION

Luis Daniel Leal Guerrero

BIOTECNOLOGIA

QUIMICA INORGANICA

ANGEL HOMERO ZAMUDIO

Reglas para asignar número de oxidación El número de oxidación de cualquier elemento es cero, sin importar si se trata

de un elemento monoatómico, como el sodio (Na), o diatómico como el oxígeno (O2). Si el elemento se encuentra libre al inicio o al final de la reacción de óxidoreducción, su número de oxidación es cero.

En compuestos iónicos, el número de oxidación del metal corresponde al de su carga y, por tanto, es igual que el grupo de la tabla periódica al que pertenece. Por ejemplo, en el NaCl (cloruro de sodio) el sodio tiene un número de oxidación de +1. En el CaCl2 (cloruro de calcio), el número de oxidación del calcio es +2.

Al oxígeno se le asigna un número de oxidación de –2, excepto en contados casos, como en el agua oxigenada, donde tiene número de oxidación de –1.

Al hidrógeno se le asigna un número de oxidación de +1, excepto en los hidruros metálicos, donde es –1.

El número de oxidación de un elemento es igual al grupo de la tabla periódica que le corresponde. Por ejemplo, el sodio está en el grupo 1 y el calcio en el grupo 2, por lo que sus números de oxidación son +1 y +2, respectivamente. Si el número de grupo en la tabla rebasa el número diez, se resta 10 al número del grupo y ése es el número de oxidación. Por ejemplo, el galio (Ga) se encuentra en el grupo 13 y el silicio (Si) en el grupo 14 y sus números de oxidación son, respectivamente, +3 y +4.

La suma de todos los números de oxidación de los elementos en un compuesto debe ser igual a cero. Por ejemplo, en el Na2O (óxido de sodio), se tienen dos cargas positivas (al haber dos sodios con número de oxidación de +1) y dos cargas negativas de un oxígeno, por lo tanto:

2(+1) + (–2) = 0.

Si se tiene un ión atómico, el número de oxidación debe ser igual al de su carga. Por ejemplo, para la especie K+, el número de oxidación es +1 y para la especie F– es –1.

Si se tiene un ion poliatómico, la suma de todos los números de oxidación debe ser igual a la carga del ion. Por ejemplo, en el ion SO4

–2, la suma de los números de oxidación de un azufre y cuatro oxígenos debe ser igual a –2, debido a que el número de oxidación del azufre es +6.

Para asignar el número de oxidación de una especie que no está considerada en las reglas anteriores, debe hacerse lo siguiente: Por ejemplo, se desea asignar el número de oxidación del nitrógeno en el HNO3 (ácido nítrico). De acuerdo con la regla 4, el número de oxidación del hidrógeno XXX. El número de oxidación del oxígeno, por la regla 3, es –2.

Como se tienen 3 oxígenos en la fórmula, el número de cargas positivas es:

3 (–2) = –6

Al haber sólo un hidrógeno con carga positiva neutraliza una carga negativa de las seis del oxígeno.

Por lo tanto, el número de oxidación del nitrógeno debe ser +5 para que la molécula sea neutra. Al ejercicio anterior se le conoce como balanceo de carga.Oxidación y reducción como cambios del número de oxidaciónUna vez definidos los números de oxidación, sólo falta determinar si cambian durante una reacción química. Para hacerlo, se deben conocer los números de oxidación de los elementos antes y después de la reacción, y compararlos para saber qué pasó con ellos.

Si algunos números de oxidación cambian, ha ocurrido una reacción de oxidación - reducción. Cuando todos los números de oxidación permanecen iguales, la reacción fue de otro tipo. Esto se aclarará con un ejemplo.

La molécula del agua se forma mediante la combinación del oxígeno (O2) y el hidrógeno (H2), ambos en estado gaseoso. La ecuación balanceada es la siguiente:

Para saber si una reacción es de oxidación - reducción, se escriben los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en ella. El hidrógeno y el oxígeno son elementos, y su número de oxidación es cero. Cuando forman parte del agua, el hidrógeno tiene como número de oxidación +1 y el oxígeno, -2. En la ecuación química se acostumbra colocar los números de oxidación en la parte superior derecha de cada elemento. La ecuación anterior queda de la siguiente manera:

Durante la reacción el número de oxidación del hidrógeno aumentó de cero a +1 y el del oxígeno disminuyó de cero a -2; ello implica que el hidrógeno se oxidó y el oxígeno se redujo.

Nunca se presenta una oxidación sin que ocurra una reducción. El mundo es eléctricamente neutro; por eso el número de electrones perdidos por el elemento que se oxida debe ser igual que el de electrones ganados por el elemento que se reduce. Ésta es la base del balanceo de las reacciones de oxidación-reducción.

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