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.
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.
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.
