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4.4: Reacciones de oxidación-reducción

Asignación de estados de oxidación

 

La asignación de estados de oxidación a los elementos en compuestos iónicos binarios es sencilla: los estados de oxidación de los elementos son idénticos a las cargas de los iones monoatómicos. Anteriormente, aprendió a predecir las fórmulas de compuestos iónicos simples basados ​​en el signo y la magnitud de la carga en los iones monoatómicos formados por los elementos neutros. Ejemplos de tales compuestos son cloruro de sodio (NaCl; Figura ( PageIndex {1} ) ), óxido de magnesio (MgO) y cloruro de calcio (CaCl 2 ). En los compuestos covalentes, en contraste, los átomos comparten electrones. Sin embargo, todavía podemos asignar estados de oxidación a los elementos involucrados al tratarlos como si fueran iónicos (es decir, como si todos los electrones de enlace se transfirieran al elemento más atractivo). Los estados de oxidación en los compuestos covalentes son algo arbitrarios, pero son dispositivos útiles de contabilidad para ayudarlo a comprender y predecir muchas reacciones.

 

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Figura ( PageIndex {1} ): La reacción de un átomo de sodio neutro con un átomo de cloro neutro. El resultado es la transferencia de un electrón de sodio a cloro, formando el compuesto iónico NaCl.

 

Sigue un conjunto de reglas para asignar estados de oxidación a átomos en compuestos químicos.

 

 

Reglas para asignar estados de oxidación

 

         

  1. El estado de oxidación de un átomo en cualquier elemento puro, ya sea monoatómico, diatómico o poliatómico, es cero.
  2.      

  3. El estado de oxidación de un ion monoatómico es el mismo que su carga, por ejemplo, Na + = +1, Cl = −1.
  4.      

  5. El estado de oxidación del flúor en los compuestos químicos es siempre -1. Otros halógenos generalmente también tienen estados de oxidación de -1, excepto cuando se combinan con oxígeno u otros halógenos.
  6.      

  7. Al hidrógeno se le asigna un estado de oxidación de +1 en sus compuestos con no metales y -1 en sus compuestos con metales.
  8.      

  9. Al oxígeno normalmente se le asigna un estado de oxidación de -2 en los compuestos, con dos excepciones: en los compuestos que contienen enlaces oxígeno-flúor o oxígeno-oxígeno, el estado de oxidación del oxígeno está determinado por los estados de oxidación de los otros elementos presentes.
  10.      

  11. La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en una molécula neutral o ion debe ser igual a la carga en la molécula o ion.
  12.  

 

 

     

 

 

Ocasionalmente se encuentran estados de oxidación no integrales (fraccionales). Generalmente se deben a la presencia de dos o más átomos del mismo elemento con diferentes estados de oxidación.

 

 

En cualquier reacción química, la carga neta debe conservarse; es decir, en una reacción química, el número total de electrones es constante, al igual que el número total de átomos. De acuerdo con esto, la regla 1 establece que la suma de los estados de oxidación individuales de los átomos en una molécula o ion debe ser igual a la carga neta en esa molécula o ion. En NaCl, por ejemplo, Na tiene un estado de oxidación de +1 y Cl es -1. La carga neta es cero, como debe ser para cualquier compuesto.

 

Se requiere la regla 3 porque el flúor atrae electrones con más fuerza que cualquier otro elemento, por razones que descubrirá en Capítulo 6 . Por lo tanto, el flúor proporciona una referencia para calcular los estados de oxidación de otros átomos en compuestos químicos. La regla 4 refleja la diferencia en la química observada para compuestos de hidrógeno con no metales (como el cloro) en comparación con los compuestos de hidrógeno con metales (como el sodio). Por ejemplo, NaH contiene el ion H , mientras que el HCl forma iones H + y Cl cuando se disuelve en agua. La regla 5 es necesaria porque el flúor tiene una mayor atracción por los electrones que el oxígeno; esta regla también evita violaciones de la regla 2. Por lo tanto, el estado de oxidación del oxígeno es +2 en OF 2 pero −½ en KO 2 . Tenga en cuenta que un estado de oxidación de ½ para O en KO 2 es perfectamente aceptable.

 

La reducción de óxido de cobre (I) que se muestra en la Ecuación ( ref {4.4.5} ) demuestra cómo aplicar estas reglas. La regla 1 establece que los átomos en su forma elemental tienen un estado de oxidación de cero, que se aplica a H 2 y Cu. De la regla 4, el hidrógeno en H 2 O tiene un estado de oxidación de +1, y de la regla 5, oxígeno en Cu 2 O y H 2 O tiene un estado de oxidación de -2. La regla 6 establece que la suma de los estados de oxidación en una molécula o unidad de fórmula debe ser igual a la carga neta en ese compuesto. Esto significa que cada átomo de Cu en Cu 2 O debe tener una carga de +1: 2 (+1) + (−2) = 0. Entonces los estados de oxidación son los siguientes:

 

[ overset { color {ref} {+ 1}} { ce {Cu_2}} overset { color {ref} -2} { ce {O}} (s) + overset { color {ref} 0} { ce {H_2}} (g) rightarrow 2 overset { color {ref} 0} { ce {Cu}} (s) + overset { color {ref} + 1} { ce {H}} _ 2 overset { color {ref} -2} { ce {O}} (g) label {4.4.5} ]

 

La asignación de estados de oxidación nos permite ver que ha habido una transferencia neta de electrones del hidrógeno (0 → +1) al cobre (+1 → 0). Por lo tanto, esta es una reacción redox. Una vez más, el número de electrones perdidos es igual al número de electrones ganados, y hay una conservación neta de carga:

 

[ text {electrones perdidos} = 2 , H , text {átomos} times {1 , e ^ – , text {perdido} sobre H , text {átomo}} = 2 , e ^ – , text {perdido} label {4.4.6a} ]

 

[ text {electrones ganados} = 2 , Cu , text {átomos} times {1 , e ^ – , text {ganado} over Cu , text {atom}} = 2 , e ^ – , text {ganado} label {4.4.6b} ]

 

Recuerde que los estados de oxidación son útiles para visualizar la transferencia de electrones en reacciones de oxidación-reducción, pero el estado de oxidación de un átomo y su carga real son los mismos solo para compuestos iónicos simples. Los estados de oxidación son una forma conveniente de asignar electrones a los átomos, y son útiles para predecir los tipos de reacciones que sufren las sustancias.

 

 

Ejemplo ( PageIndex {1} ): Estados de oxidación

 

Asigna estados de oxidación a todos los átomos en cada compuesto.

 

         

  1. hexafluoruro de azufre (SF 6 )
  2.      

  3. metanol (CH 3 OH)
  4.      

  5. sulfato de amonio [(NH 4 ) 2SO 4 ]
  6.      

  7. magnetita (Fe 3 O 4 )
  8.      

  9. ácido etanoico (acético) (CH 3 CO 2 H)
  10.  

 

Dado : fórmula molecular o empírica

 

Preguntado por : estados de oxidación

 

Estrategia :

 

Comience con átomos cuyos estados de oxidación pueden determinarse sin ambigüedad a partir de las reglas presentadas (como flúor, otros halógenos, oxígeno e iones monoatómicos). Luego determine los estados de oxidación de otros átomos presentes de acuerdo con la regla 1.

 

Solución :

 

a. Sabemos por la regla 3 que el flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 en sus compuestos. Los seis átomos de flúor en el hexafluoruro de azufre dan una carga negativa total de −6. Debido a que la regla 1 requiere que la suma de los estados de oxidación de todos los átomos sea cero en una molécula neutra (aquí SF 6 ), el estado de oxidación del azufre debe ser +6:

 

[(6 átomos F) (- 1)] + [(1 átomo S) (+6)] = 0

 

b. De acuerdo con las reglas 4 y 5, el hidrógeno y el oxígeno tienen estados de oxidación de +1 y −2, respectivamente. Como el metanol no tiene carga neta, el carbono debe tener un estado de oxidación de -2:

 

[(4 átomos de H) (+ 1)] + [(1 átomo de O) (- 2)] + [(1 átomo de C) (- 2)] = 0

 

c. Tenga en cuenta que (NH 4 ) 2 SO 4 es un compuesto iónico que consiste en un catión poliatómico (NH 4 + ) y un anión poliatómico (SO 4 2− ) (ver Tabla 2.4 “Iones poliatómicos comunes y sus nombres” ). Asignamos estados de oxidación a los átomos en cada ion poliatómico por separado. Para NH 4 + , el hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1 (regla 4), por lo que el nitrógeno debe tener un estado de oxidación de −3:

 

[(4 átomos de H) (+ 1)] + [(1 átomo de N) (- 3)] = +1, la carga en el NH 4 + ion

 

Para SO42−, el oxígeno tiene un estado de oxidación de −2 (regla 5), ​​por lo que el azufre debe tener un estado de oxidación de +6:

 

[(4 átomos de O) (−2)] + [(1 átomo S) (+ 6)] = −2, la carga en el ion sulfato

 

d. El oxígeno tiene un estado de oxidación de -2 (regla 5), ​​dando una carga general de -8 por unidad de fórmula. Esto debe ser equilibrado por la carga positiva en tres átomos de hierro, dando un estado de oxidación de +8/3 para el hierro:

 

[(4 átomos de O) (- 2)] + [(3 átomos de Fe) ( left (+ {8 over 3} right) )] = 0

 

Se permiten estados de oxidación fraccionales porque los estados de oxidación son una forma algo arbitraria de hacer un seguimiento de los electrones. De hecho, Fe 3 O 4 puede considerarse que tiene dos Fe 3 + iones y un Fe 2 [19459022 ] + ion por unidad de fórmula, dando una carga positiva neta de +8 por unidad de fórmula. Fe 3 O 4 es un mineral de hierro magnético comúnmente llamado magnetita. En la antigüedad, la magnetita se conocía como lodestone porque podía usarse para hacer brújulas primitivas que apuntaban hacia Polaris (la Estrella del Norte), que se llamaba “lodestar”.

 

e. Inicialmente, asignamos estados de oxidación a los componentes de CH 3 CO 2 H de la misma manera que cualquier otro compuesto. El hidrógeno y el oxígeno tienen estados de oxidación de +1 y −2 (reglas 4 y 5, respectivamente), lo que resulta en una carga total de hidrógeno y oxígeno de

 

[(4 átomos de H) (+ 1)] + [(2 átomos de O) (- 2)] = 0

 

Entonces, el estado de oxidación del carbono también debe ser cero (regla 6). Sin embargo, este es un estado de oxidación promedio para los dos átomos de carbono presentes. Debido a que cada átomo de carbono tiene un conjunto diferente de átomos unidos a él, es probable que tengan diferentes estados de oxidación. Para determinar los estados de oxidación de los átomos de carbono individuales, utilizamos las mismas reglas que antes pero con el supuesto adicional de que los enlaces entre átomos del mismo elemento no afectan los estados de oxidación de esos átomos. El átomo de carbono del grupo metilo (−CH 3 ) está unido a tres átomos de hidrógeno y un átomo de carbono. Sabemos por la regla 4 que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1, y acabamos de decir que el enlace carbono-carbono puede ignorarse al calcular el estado de oxidación del átomo de carbono. Para que el grupo metilo sea eléctricamente neutro, su átomo de carbono debe tener un estado de oxidación de −3. De manera similar, el átomo de carbono del grupo de ácido carboxílico (-CO 2 H) está unido a un átomo de carbono y dos átomos de oxígeno. Ignorando nuevamente el átomo de carbono unido, asignamos estados de oxidación de -2 y +1 a los átomos de oxígeno e hidrógeno, respectivamente, lo que lleva a una carga neta de

 

[(2 átomos de O) (- 2)] + [(1 átomo de H) (+ 1)] = −3

 

Para obtener un grupo de ácido carboxílico eléctricamente neutro, la carga en este carbono debe ser +3. Los estados de oxidación de los átomos individuales en ácido acético son así

 

[ underset {-3} {C} overset {+1} {H_3} overset {+3} {C} underset {-2} {O_2} overset {+1} {H} ]

 

Por lo tanto, la suma de los estados de oxidación de los dos átomos de carbono es de hecho cero.

 

 

 

Ejercicio ( PageIndex {1} ): Estados de oxidación

 

Asigna estados de oxidación a todos los átomos en cada compuesto.

 

         

  1. fluoruro de bario (BaF 2 )
  2.      

  3. formaldehído (CH 2 O)
  4.      

  5. dicromato de potasio (K 2 Cr 2 O 7 )
  6.      

  7. óxido de cesio (CsO 2 )
  8.      

  9. etanol (CH 3 CH 2 OH)
  10.  

 

     

Responda a

     

     

Ba, +2; F, −1

     

     

Respuesta b

     

     

C, 0; H, +1; O, −2

     

     

Respuesta c

     

     

K, +1; Cr, +6; O, −2

     

     

Respuesta d

     

     

Cs, +1; O, −½

     

     

Respuesta e

     

     

C, -3; H, +1; C, -1; H, +1; O, −2; H, +1