Estado de Oxidación: Definición, Cálculo y Reglas Fundamentales en Química

El Estado de Oxidación: Conceptos Fundamentales y Aplicación en Química

El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indica indirectamente el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido. Es una aproximación conceptual útil, por ejemplo, en los procesos de oxidación y reducción (procesos redox).

Protones, Electrones e Iones: La Base del Estado de Oxidación

Los protones de un átomo tienen carga positiva, la cual se ve compensada por la carga negativa de los electrones. Si el número de protones y electrones es el mismo, el átomo es eléctricamente neutro.

Si el átomo cede un electrón, las cargas positivas de los protones no son compensadas, ya que hay insuficientes electrones. De esta forma, se obtiene un ion con carga positiva (catión), como A⁺, y se denomina ion monopositivo; su estado de oxidación es de +1. En cambio, si el átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ion mononegativo, como A⁻. El átomo puede ceder un mayor número de electrones, resultando en iones dipositivos, tripositivos, etc. De la misma forma, puede aceptarlos, generando iones con distintas cargas.

Nomenclatura y Representación del Estado de Oxidación

Denotación en Nombres Químicos

Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante números romanos entre paréntesis después del elemento de interés. Por ejemplo, un ion de hierro con un estado de oxidación de +3 (Fe³⁺) se escribiría como hierro (III). El óxido de manganeso, donde el manganeso presenta un estado de oxidación de +7 (MnO₄⁻), se nombra como óxido de manganeso (VII). Esta convención permite diferenciarlo de otros óxidos. En estos casos, no es necesario indicar si la carga del ion es positiva o negativa.

Indicación en Fórmulas Químicas

En la fórmula química, el estado de oxidación de los iones se indica mediante un superíndice después del símbolo del elemento, como se observa en Fe³⁺ o en el oxígeno (II), O²⁻. No se indica el estado de oxidación si el átomo o molécula es neutro.

Ejemplo de Reacción Química

La siguiente reacción muestra a la molécula de yodo (I₂) aceptando dos electrones, lo que resulta en un estado de oxidación de -1:

I₂ + 2e⁻ → 2I⁻

Reglas para Determinar el Estado de Oxidación

Cuando se escriben reacciones químicas, las siguientes reglas permiten obtener el estado de oxidación que presenta cada elemento:

• Cuando dos átomos distintos comparten un electrón, se considera que el átomo con mayor electronegatividad atrae ese electrón, y el otro lo cede.
• Si los átomos son iguales, se considera que comparten el electrón equitativamente.

A veces, el estado de oxidación de los iones en una molécula no es obvio. Por ejemplo, en Cr(OH)₃, no se indica explícitamente, pero existe un enlace iónico. Para determinar el estado de oxidación de cada ion, se aplican las siguientes reglas específicas:

• El estado de oxidación de átomos neutros es siempre cero.
• En moléculas neutras, la suma algebraica de los estados de oxidación de todos los átomos es cero.
• El flúor (F) siempre tiene un estado de oxidación de -1 (es el átomo más electronegativo).
• El oxígeno (O) suele tener un estado de oxidación de -2, excepto en los siguientes casos:
  • Cuando está unido a flúor, donde el oxígeno tendrá un estado de oxidación de +2 (ej. OF₂).
  • En peróxidos (ej. peróxido de hidrógeno, H₂O₂, donde el ion es O₂²⁻), el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1.
  • En superóxidos (ej. KO₂), el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1/2.
• Los iones de los elementos del Grupo 1 (metales alcalinos) tienen un estado de oxidación de +1 en sus compuestos.
• Los iones de los elementos del Grupo 2 (metales alcalinotérreos) tienen un estado de oxidación de +2 en sus compuestos.
• Los halógenos (Grupo 17) suelen tener un estado de oxidación de -1, excepto cuando están unidos a átomos más electronegativos (como el oxígeno) o a otros halógenos más electronegativos.
• El hidrógeno (H) tiene un estado de oxidación de +1, excepto cuando forma hidruros metálicos (ej. NaH), donde su estado de oxidación es de -1.