De la química, el estado de oxidación del es un indicador del grado de la oxidación de un átomo en un compuesto químico . El estado de oxidación formal es la carga hipotética que un átomo tendría si todos los enlaces a los átomos de diversos elementos eran el 100% iónico. Los estados de oxidación son representados por los números árabes y pueden ser positivos, negativos, o cero.
El aumento en estado de oxidación de un átomo se conoce como oxidación; una disminución del estado de oxidación se conoce como reducción . Tales reacciones implican la transferencia formal de electrones, un aumento neto en los electrones que son una reducción y pérdidas netas de electrones que son una oxidación.
Aquí está la definición del estado de oxidación enumerado por IUPAC : " del del
; Estado de oxidación del : Una medida del grado de oxidación de un átomo en una sustancia. Se define como la carga un átomo se pudo imaginar para tener cuando los electrones se cuentan según un sistema de reglas acordado: (l) el estado de oxidación de un elemento libre (elemento sin combinar) es cero; (2) para un ion (monatomic) simple, el estado de oxidación es igual a la carga neta en el ion; (3) el hidrógeno tiene un estado de oxidación de 1 y el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2 cuando están presentes en la mayoría de los compuestos. (Las excepciones a esto son que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1 en los hidruros de metales activos, e. LiH, y el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1 en peróxidos, e. H2O2; (4) la suma algebraica de estados de oxidación de todos los átomos en una molécula neutral debe ser cero, mientras que en iones la suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos constitutivos debe ser igual a la carga en el ion. Por ejemplo, los estados de oxidación del sulfuro en H2S, S8 (sulfuro elemental), SO2, SO3, y H2SO4 son, respectivamente: -2, 0, +4, +6 y +6. Cuanto más alto es el estado de oxidación de un átomo dado, mayor es su grado de oxidación; cuanto más bajo es el estado de oxidación, mayor es su grado de reduction."
Cálculo de los estados de oxidación formales
Hay dos maneras comunes de computar el estado de oxidación de un átomo en un compuesto. Primer se utiliza para las moléculas cuando una tiene una estructura de Lewis, al igual que a menudo la caja para las moléculas orgánicas, mientras que segunda se utiliza para los compuestos simples (moleculares o no) y no requiere una estructura de Lewis.Debe ser recordado que el estado de oxidación de un átomo no representa el " real" carga en ese átomo: esto es particularmente verdad de altos estados de oxidación, donde está lejos mayor la energía de ionización requerida para producir un ion positivo del multiplicar que las energías disponibles en reacciones químicas. La asignación de electrones entre los átomos en el cálculo de un estado de oxidación es puramente un formalismo, no obstante útil para la comprensión de muchas reacciones químicas.
Para más sobre ediciones con las cargas atómicas calculadoras, ver la carga parcial .
De una estructura de Lewis
Cuando una estructura de Lewis de una molécula está disponible, los estados de oxidación pueden ser asignados inequívoco computando la diferencia entre el número de electrones de la valencia que un átomo neutral de ese elemento tendría y el número de electrones que " belong" a él en la estructura de Lewis. Con objeto de estados de oxidación computacionales, los electrones en un enlace entre los átomos de diversos elementos pertenecen a la mayoría del átomo electronegativo ; los electrones en un enlace entre los átomos del mismo elemento están partidos igualmente, y los electrones en los pares solitarios pertenecen solamente al átomo con los pares solitarios.
Por ejemplo, considerar el el ácido acético :
El átomo de carbón metílico del grupo tiene 6 electrones de la valencia de sus enlaces a los átomos de hidrógeno porque el carbón es más electronegativo que el hidrógeno. También, 1 electrón se gana de su enlace con el otro átomo de carbón porque el par del electrón en el cc en enlace está partido igualmente, dando un total de 7 electrones. Un átomo de carbón neutral tendría 4 electrones de la valencia, porque el carbón está en el grupo 14 de la tabla periódica. La diferencia, 4 - 7 = - 3, es el estado de oxidación de ese átomo de carbón. Es decir, si se asume que todos los enlaces eran el 100% iónico (que de hecho no son), el carbón sería descrito como C3-.
Después de las mismas reglas, el átomo de carbón del ácido carboxílico tiene un estado de oxidación de +3 (consigue solamente un electrón de la valencia del enlace del cc; los átomos de oxígeno consiguen el resto de electrones porque el oxígeno es más electronegativo que el carbón). Los átomos de oxígeno ambos tienen un estado de oxidación de - 2; consiguen 8 electrones cada uno (4 de los pares solitarios y 4 de los enlaces), mientras que un átomo de oxígeno neutral tendría 6. Los átomos de hidrógeno todos tienen estado de oxidación +1, porque entregan su electrón a los átomos más electronegativos a los cuales son consolidados.
Los estados de oxidación pueden ser útiles para balancear las ecuaciones químicas para las reacciones redox, porque los cambios en los átomos oxidados tienen que ser balanceados por los cambios en los átomos reducidos. Por ejemplo, en la reacción del acetaldehído con el reactivo del Tollens al ácido acético (demostrado abajo), los átomos de carbón del carbonyl cambian su estado de oxidación a partir del +1 a +3 (oxidación). Esta oxidación es balanceada reduciendo dos equivalentes de la plata de Ag+ a Ago.
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Sin una estructura de Lewis
La suma algebraica de estados de oxidación de todos los átomos en una molécula neutral debe ser cero, mientras que en iones la suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos constitutivos debe ser igual a la carga en el ion. Este hecho, combinado con el hecho de que algunos elementos tienen casi siempre ciertos estados de oxidación, permite que uno compute los estados de oxidación para los átomos en compuestos simples. Algunas reglas típicas que se utilizan para asignar los estados de oxidación de compuestos simples siguen:el flúor tiene un estado de oxidación del − 1 en todos sus compuestos, puesto que tiene el electronegativity más alto de todos los elementos reactivos.
El hidrógeno tiene un estado de la oxidación de +1 excepto cuando está enlazado a elementos más electropositivos tales como sodio, aluminio, y boro, como en el NaH, NaBH4, LiAlH4
El oxígeno tiene un estado de oxidación del − 2 exceptúan donde está − 1 en peroxida &minus de ; el 1/2 en los superóxidos y de +2 en el difluoride del oxígeno, OF2, +1 en O2F2.
Los metales del álcali tienen un estado de oxidación de +1 en virtualmente todos sus compuestos (la excepción, considera el Alkalide ).
Los metales de tierra alcalina tienen un estado de oxidación de +2 en virtualmente todos sus compuestos.
Los halógeno tienen un estado de oxidación del − 1 exceptúa cuando se enlazan al oxígeno o con otro halógeno.
Ejemplo : En el Cr (OH) 3, el oxígeno tiene un estado de oxidación del − 2 (ninguÌn flúor, O-O enlaza el presente), e hidrógeno tiene un estado de +1 (enlazado al oxígeno). Así pues, el grupo triple del hidróxido tiene una carga del × 3 (− 2 + 1) = − 3. Pues el compuesto es neutral, el Cr tiene un estado de oxidación de +3.
Elementos con los estados de oxidación múltiples
La mayoría de los elementos tienen más de un &mdash posible del estado de oxidación; con el carbón teniendo nueve, como sigue abajo: del- 4 :
El oxígeno tiene 6 diversos estados de oxidación: -2 en la mayoría de los óxidos. ZnO, CO2,
Estados de oxidación fraccionarios
El estado de oxidación formal de un átomo en una estructura de Lewis es siempre un número entero. Sin embargo, los estados de oxidación fraccionarios son de uso frecuente representar los estados de oxidación medios de varios átomos en una estructura. Por ejemplo, en KO2, el oxígeno tiene un estado de oxidación medio del ½ del −, que los resultados del tener un átomo de oxígeno con el estado de oxidación 0 y uno con el estado de oxidación −1. en algunos casos, los átomos pueden de hecho ser equivalente debido a la resonancia ; en esos casos, la estructura no se puede representar por un solo Lewis que se requieren estructura-varias estructuras.
Número de la oxidación
considera también:
l número de la oxidación
El estado de oxidación del de los términos y el número de la oxidación del son de uso frecuente alternativamente. Riguroso, sin embargo, el número de la oxidación se utiliza en la química de la coordinación con un significado levemente diverso. En química de la coordinación, las reglas usadas para los electrones de cuenta son diferentes: cada electrón pertenece al ligand, sin importar electronegativity. También, los números de la oxidación se representan convencionalmente con los números romanos mientras que los estados de oxidación utilizan números árabes.
Historia
El concepto de estado de oxidación en su significado actual fue introducido por el W. La oxidación sí mismo primero fue estudiada por el Antonio Lavoisier que entonces llevó a cabo la creencia que la oxidación era literalmente los resultados de las reacciones de los elementos con oxígeno y que el enlace común en cualquier sal fue basado en el oxígeno.
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