Cómo encontrar el número de oxidación

En química, los términos “oxidación” y “reducción” hacen referencia a las reacciones en las que un átomo (o un grupo de átomos) pierde o gana electrones, respectivamente. Los números de oxidación son números asignados a los átomos (o grupos de átomos) que ayudan a los químicos a llevar un registro de cuántos electrones se encuentran disponibles para ser transferidos y saber si los reactivos se oxidan o se reducen dentro de una reacción. El proceso de asignar los números de oxidación a los átomos puede variar desde ser extraordinariamente sencillo hasta ser algo complejo, dependiendo de la carga de los átomos y la composición química de las moléculas de las que forman parte. Para complicar las cosas, algunos átomos pueden tener más de un número de oxidación. Por suerte, la asignación de los números de oxidación se rige por reglas bien definidas y sencillas de seguir, aunque conocer química y álgebra básicas hará más sencillo el uso de estas reglas.

Parte 1

Parte 1 de 2:

Asignar el número de oxidación con base en las reglas de la química

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Determina si la sustancia en cuestión es elemental. Los átomos elementales libres y que no están combinados siempre tienen un número de oxidación igual a 0. Esto se cumple para los átomos cuya forma elemental se compone de un solo átomo y también para los átomos cuya forma elemental es diatómica o poliatómica.
- Por ejemplo, el Al_(s) y el Cl₂ tienen un número de oxidación de 0 porque se encuentran en su forma elemental sin combinar.
- Ten en cuenta que la forma elemental del sulfuro, S₈ (u octosulfuro), si bien es irregular, también tiene un número de oxidación de 0.
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Determina si la sustancia en cuestión es un ion. Los iones tienen un número de oxidación igual al de su carga. Esto se cumple para los iones que no están enlazados a ningún otro elemento y también para los que forman parte de un compuesto iónico.
- Por ejemplo, el ion Cl^- tiene un número de oxidación de -1.
- El ion Cl continúa teniendo un número de oxidación de -1 cuando forma parte del compuesto NaCl. Debido a que el ion Na, por definición, tiene una carga de +1, sabemos que el ion Cl tiene una carga de -1, entonces su número de oxidación sigue siendo -1.
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Para los iones metálicos, ten en cuenta que los números de oxidación múltiples son posibles. Muchos elementos metálicos tienen más de una carga. Por ejemplo, el metal hierro (Fe) puede ser un ion con una carga de +2 o de +3.^{[1]XFuente de investigación} La carga de los iones metálicos (y, por lo tanto, sus números de oxidación) pueden determinarse considerando la carga de los otros átomos en el compuesto que forman o cuando están escritos en un texto, observando la notación en números romanos (como en la oración, “El ion hierro(III) tiene una carga de +3”).
- Por ejemplo, examinemos un compuesto que contenga el ion metálico aluminio. El compuesto AlCl₃ tiene un promedio de carga 0. Como ya sabemos que los iones Cl^- tienen una carga -1 y hay 3 iones Cl^- en el compuesto, el ion Al debe tener una carga de +3 para que la carga promedio de todos los iones sume 0. Por lo tanto, el número de oxidación del Al es +3.
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Asigna un número de oxidación de -2 al oxígeno (con excepciones). En casi todos los casos, los átomos de oxígeno tienen un número de oxidación de -2. Hay algunas excepciones a esta regla:
- Cuando el oxígeno está en su estado elemental (O₂), su número de oxidación es 0, como sucede con todos los átomos elementales.
- Cuando el oxígeno forma parte de un peróxido, su número de oxidación es -1. Los peróxidos son una clase de compuestos que contienen un enlace simple oxígeno-oxígeno (o el anión peróxido O₂^-2). Por ejemplo, en la molécula H₂O₂ (peróxido de hidrógeno), el oxígeno tiene un número de oxidación (y una carga) de -1.
- Cuando el oxígeno está enlazado al flúor, su número de oxidación es de +2. Lee la regla del flúor más adelante para más información.
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Asigna un número de oxidación de +1 al hidrógeno (con excepciones). Como el oxígeno, el número de oxidación del hidrógeno cambia solo en casos excepcionales. Generalmente, el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1 (a menos que, como se dijo anteriormente, se encuentre en su forma elemental, H₂). Sin embargo, en el caso especial de los compuestos hidruros, el hidrógeno tiene un número de oxidación de -1.
- Por ejemplo, en H₂O, sabemos que el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1 porque el oxígeno tiene una carga de -1 y necesitamos 2 cargas +1 para que la carga total del compuesto sea cero. Sin embargo, en el hidruro de sodio, NaH, el hidrógeno tiene un número de oxidación -1 porque el ion Na tiene una carga de +1 y, para que la carga total del compuesto sea 0, la carga (y, por lo tanto, el número de oxidación) debe valer -1.
Como se mencionó anteriormente, los números de oxidación de ciertos elementos pueden variar según diversos factores (iones metálicos, átomos de oxígeno en peróxidos, etc.). El flúor, sin embargo, tiene un número de oxidación de -1 que nunca cambia. Esto se debe a que el flúor es el elemento más electronegativo o, en otras palabras, es el elemento que tiene menos posibilidad de entregar alguno de sus propios electrones y el que más posibilidad tiene de tomar un electrón de otro átomo. Por lo tanto, su carga no cambia.
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Establece el número de oxidación de un compuesto igual a su carga. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto debe tener el mismo valor que la carga del compuesto. Por ejemplo, si un compuesto no tiene carga, la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser 0; si el compuesto es un ion poliatómico con carga -1, los números de oxidación deben sumar -1, etc.
- Esta es una buena manera de verificar tu trabajo, si la oxidación de tu compuesto no es igual a la carga del compuesto, entonces puedes saber que has asignado un número (o varios) incorrectamente.
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Parte 2

Parte 2 de 2:

Asignar números a átomos sin utilizar reglas de los números de oxidación

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Encuentra átomos a los que no se aplican las reglas de los números de oxidación. Algunos átomos no tienen reglas específicas acerca de los números de oxidación que puedan adquirir. Si tu átomo no aparece en las reglas que se describieron anteriormente y no estás seguro de cuál es su carga (por ejemplo, si forma parte de un compuesto grande y por eso no se muestran las cargas individuales), puedes encontrar su número de oxidación mediante el proceso de eliminación. Primero, debes determinar la oxidación de los otros átomos del compuesto, luego simplemente resuelve el átomo desconocido basándote en la carga total del compuesto.
- Por ejemplo, en el compuesto Na₂SO₄, la carga del sulfuro (S) no se conoce (no está en su forma elemental, así que no es 0, pero eso es todo lo que sabemos). Este es un buen candidato para este método algebraico de determinación de un número de oxidación.
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Encuentra el número de oxidación conocido de los otros elementos del compuesto. Utilizando las reglas para la asignación de números de oxidación, asígnales números de oxidación a los otros átomos del compuesto. Mantente atento a los casos excepcionales para el O, H, etc.
- En el Na₂SO₄, sabemos que, basándonos en las reglas, el ion Na tiene una carga (y, por lo tanto, un número de oxidación) de +1 y los átomos de oxígeno tienen un número de oxidación de -2.
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Multiplica el número de cada átomo por su número de oxidación. Ahora que conocemos los números de oxidación de todos los átomos excepto del desconocido, debemos tener en cuenta que algunos de estos átomos pueden aparecer más de una vez. Multiplica el coeficiente numérico de cada átomo (escrito en subíndices a continuación del símbolo químico del átomo en el compuesto) por su número de oxidación.
- En el Na₂SO₄, sabemos que hay 2 átomos de Na y 4 átomos de O. Deberíamos multiplicar 2 veces +1, la oxidación del Na, para obtener 2, y multiplicar 4 veces -2, la oxidación del O, para obtener -8.
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Suma los resultados. Sumar los resultados de los productos te da el número de oxidación del compuesto sin considerar el número de oxidación del átomo que desconoces.
- En nuestro ejemplo del Na₂SO₄, deberíamos sumar 2 a -8 para obtener -6.
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Calcula el número de oxidación desconocido basándote en la carga del compuesto. Ahora tienes todo lo necesario para encontrar el número de oxidación desconocido utilizando álgebra simple. Establece una ecuación que tenga la respuesta del paso anterior sumado al número de oxidación desconocido igualado a la carga total del compuesto. En otras palabras: (Sumatoria de los números de oxidación conocidos) + (número de oxidación desconocido que deseas obtener) = (carga del componente) .
- En nuestro ejemplo del Na₂SO₄ debemos hallar la solución del siguiente modo:
  - (Sumatoria de los números de oxidación conocidos) + (número de oxidación desconocido que deseas obtener) = (carga del componente)
  - -6 + S = 0
  - S = 0 + 6
  - S = 6. El S tiene un número de oxidación 6 en el Na₂SO₄.
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Consejos

En un compuesto, la suma de todos los números de oxidación debe ser igual a 0. Si hay un ion que tiene 2 átomos, por ejemplo, la suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga iónica.
Es muy útil saber cómo leer la tabla periódica de los elementos y dónde están ubicados los metales y los no metales.
Los átomos en su forma elemental siempre tienen un número de oxidación de 0. Un ion monoatómico tiene un número de oxidación igual a su carga. Los metales del grupo 1A en su forma elemental, como el hidrógeno, litio y sodio, tienen un número de oxidación de +1; los metales del grupo 2A en su forma elemental, como el magnesio y el calcio, tienen un número de oxidación de +2. Tanto el hidrógeno como el oxígeno tienen la posibilidad de tomar 2 números de oxidación distintos dependiendo de los elementos a los que estén enlazados.
Te será útil recordar los siguientes puntos al momento de determinar la diferencia entre la oxidación y reducción:
- La oxidación pierde (electrones), la reducción gana (electrones).
- Pérdida de electrones = oxidación; aumento de electrones = reducción.
- Los átomos de los metales tienden a perder electrones para formar iones positivos (oxidación).
- Los átomos de los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos (reducción).
- Los iones existentes también pueden ganar o perder electrones para convertirse en un ion con una carga distinta o un átomo con una carga neutral.

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