Cómo determinar el estado de oxidación de un átomo de un elemento químico. Química Básica: Estado de Oxidación

En química, los términos "oxidación" y "reducción" se refieren a reacciones en las que un átomo o grupo de átomos pierde o gana electrones, respectivamente. El estado de oxidación es el asignado a uno o más átomos. valor numérico, que caracteriza el número de electrones redistribuidos y muestra cómo estos electrones se distribuyen entre los átomos durante una reacción. Determinar este valor puede ser un procedimiento simple o bastante complejo, dependiendo de los átomos y las moléculas que los componen. Además, los átomos de algunos elementos pueden tener varios estados de oxidación. Afortunadamente, existen reglas simples e inequívocas para determinar el estado de oxidación; para utilizarlas con confianza, basta con tener conocimientos básicos de química y álgebra.

Pasos

Parte 1

Determinación del estado de oxidación según las leyes de la química.

Determinar si la sustancia en cuestión es elemental. El estado de oxidación de los átomos fuera de un compuesto químico es cero. Esta regla es válida tanto para sustancias formadas a partir de átomos libres individuales como para aquellas que constan de dos o moléculas poliatómicas de un elemento.

Por ejemplo, Al(s) y Cl 2 tienen un estado de oxidación de 0 porque ambos se encuentran en un estado elemental químicamente libre.
Tenga en cuenta que la forma alotrópica del azufre S8 u octaazufre, a pesar de su estructura atípica, también se caracteriza por un estado de oxidación cero.

Determine si la sustancia en cuestión está formada por iones. El estado de oxidación de los iones es igual a su carga. Esto es válido tanto para los iones libres como para los que forman parte de compuestos químicos.
- Por ejemplo, el estado de oxidación del ion Cl - es -1.
- El estado de oxidación del ion Cl en el compuesto químico NaCl también es -1. Dado que el ion Na, por definición, tiene una carga de +1, concluimos que el ion Cl tiene una carga de -1 y, por tanto, su estado de oxidación es -1.
Tenga en cuenta que los iones metálicos pueden tener varios estados de oxidación. Los átomos de muchos elementos metálicos pueden ionizarse en diversos grados. Por ejemplo, la carga de los iones de un metal como el hierro (Fe) es +2 o +3. La carga de los iones metálicos (y su estado de oxidación) puede determinarse mediante las cargas de iones de otros elementos con los que el metal forma parte de un compuesto químico; en el texto esta carga se indica con números romanos: por ejemplo, el hierro (III) tiene un estado de oxidación de +3.
- Como ejemplo, consideremos un compuesto que contiene un ion aluminio. La carga total del compuesto AlCl 3 es cero. Como sabemos que los iones Cl - tienen una carga de -1, y hay 3 de estos iones en el compuesto, para que la sustancia en cuestión sea neutra en general, el ion Al debe tener una carga de +3. Así, en este caso, el estado de oxidación del aluminio es +3.
El estado de oxidación del oxígeno es -2 (con algunas excepciones). En casi todos los casos, los átomos de oxígeno tienen un estado de oxidación de -2. Hay algunas excepciones a esta regla:
- Si el oxígeno se encuentra en su estado elemental (O2), su estado de oxidación es 0, como ocurre con otras sustancias elementales.
- Si se incluye oxígeno peróxido, su estado de oxidación es -1. Los peróxidos son un grupo de compuestos que contienen un enlace simple oxígeno-oxígeno (es decir, el anión peróxido O 2 -2). Por ejemplo, en la composición de la molécula de H 2 O 2 (peróxido de hidrógeno), el oxígeno tiene una carga y un estado de oxidación de -1.
- Cuando se combina con flúor, el oxígeno tiene un estado de oxidación de +2; lea la regla para el flúor a continuación.
El hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1, salvo algunas excepciones. Al igual que con el oxígeno, aquí también hay excepciones. Normalmente, el estado de oxidación del hidrógeno es +1 (a menos que esté en el estado elemental H2). Sin embargo, en compuestos llamados hidruros, el estado de oxidación del hidrógeno es -1.
- Por ejemplo, en H2O el estado de oxidación del hidrógeno es +1 porque el átomo de oxígeno tiene una carga -2 y se necesitan dos cargas +1 para la neutralidad general. Sin embargo, en la composición del hidruro de sodio, el estado de oxidación del hidrógeno ya es -1, ya que el ion Na tiene una carga de +1, y para la neutralidad eléctrica general, la carga del átomo de hidrógeno (y por lo tanto su estado de oxidación) debe ser igual a -1.
Flúor Siempre tiene un estado de oxidación de -1. Como ya se señaló, el estado de oxidación de algunos elementos (iones metálicos, átomos de oxígeno en peróxidos, etc.) puede variar dependiendo de varios factores. Sin embargo, el estado de oxidación del flúor es invariablemente -1. Esto se explica por el hecho de que este elemento tiene la mayor electronegatividad; en otras palabras, los átomos de flúor son los menos dispuestos a separarse de sus propios electrones y los más activamente atraen electrones extraños. Por tanto, su cargo permanece sin cambios.
La suma de los estados de oxidación de un compuesto es igual a su carga. Estados de oxidación de todos los átomos incluidos en compuesto químico, en total debería dar la carga de este compuesto. Por ejemplo, si un compuesto es neutro, la suma de los estados de oxidación de todos sus átomos debe ser cero; si el compuesto es un ion poliatómico con carga -1, la suma de los estados de oxidación es -1, y así sucesivamente.
- Este buen metodo comprobaciones: si la suma de los estados de oxidación no es igual a la carga total del compuesto, entonces cometió un error en alguna parte.
Parte 2
Determinación del estado de oxidación sin utilizar las leyes de la química.
1. Encuentre átomos que no tengan reglas estrictas con respecto a los números de oxidación. Para algunos elementos no existen reglas firmemente establecidas para encontrar el estado de oxidación. Si un átomo no cumple ninguna de las reglas enumeradas anteriormente y no conoce su carga (por ejemplo, el átomo es parte de un complejo y su carga no está especificada), puede determinar el número de oxidación de dicho átomo mediante eliminación. Primero, determine la carga de todos los demás átomos del compuesto y luego, a partir de la carga total conocida del compuesto, calcule el estado de oxidación de un átomo dado.
  - Por ejemplo, en el compuesto Na 2 SO 4 se desconoce la carga del átomo de azufre (S); solo sabemos que no es cero, ya que el azufre no está en estado elemental. Esta conexión sirve buen ejemplo para ilustrar el método algebraico para determinar el estado de oxidación.
2. Encuentre los estados de oxidación de los elementos restantes en el compuesto. Usando las reglas descritas anteriormente, determine los estados de oxidación de los átomos restantes del compuesto. No olvide las excepciones a las reglas en el caso de los átomos de O, H, etc.
  - Para Na 2 SO 4, usando nuestras reglas, encontramos que la carga (y por lo tanto el estado de oxidación) del ion Na es +1, y para cada uno de los átomos de oxígeno es -2.
3. Encuentre el número de oxidación desconocido a partir de la carga del compuesto. Ahora tienes todos los datos para calcular fácilmente el estado de oxidación deseado. Escribe una ecuación, en el lado izquierdo de la cual estará la suma del número obtenido en el paso anterior de cálculos y el estado de oxidación desconocido, y en el lado derecho, la carga total del compuesto. En otras palabras, (Suma de estados de oxidación conocidos) + (estado de oxidación deseado) = (carga del compuesto).
  - En nuestro caso, la solución de Na 2 SO 4 se ve así:
    - (Suma de estados de oxidación conocidos) + (estado de oxidación deseado) = (carga del compuesto)
    - -6 + S = 0
    - S = 0 + 6
    - S = 6. En Na 2 SO 4 el azufre tiene un estado de oxidación 6 .
- En los compuestos, la suma de todos los estados de oxidación debe ser igual a la carga. Por ejemplo, si el compuesto es un ion diatómico, la suma de los estados de oxidación de los átomos debe ser igual a la carga iónica total.
- Es muy útil poder utilizar la tabla periódica y saber dónde se ubican en ella los elementos metálicos y no metálicos.
- El estado de oxidación de los átomos en forma elemental es siempre cero. El estado de oxidación de un solo ion es igual a su carga. Los elementos del grupo 1A de la tabla periódica, como el hidrógeno, el litio, el sodio, en su forma elemental tienen un estado de oxidación de +1; Los metales del grupo 2A, como el magnesio y el calcio, tienen un estado de oxidación de +2 en su forma elemental. Oxígeno e hidrógeno, según el tipo. enlace químico, puede tener 2 diferentes significados grado de oxidación.

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Al definir este concepto, se supone convencionalmente que los electrones enlazantes (de valencia) se mueven hacia átomos más electronegativos (ver Electronegatividad) y, por lo tanto, los compuestos están formados por iones cargados positiva y negativamente. El estado de oxidación puede ser cero, negativo o valores positivos, que generalmente se colocan encima del símbolo del elemento en la parte superior.

Se asigna un estado de oxidación cero a los átomos de elementos en estado libre, por ejemplo: Cu, H2, N2, P4, S6. Significado negativo Estos átomos tienen estados de oxidación hacia los que se desplaza la nube de electrones (par de electrones) que los une. Para el flúor en todos sus compuestos es igual a −1. Los átomos que donan electrones de valencia a otros átomos tienen un estado de oxidación positivo. Por ejemplo, para los metales alcalinos y alcalinotérreos es igual a +1 y +2, respectivamente. En iones simples como Cl−, S2−, K+, Cu2+, Al3+, es igual a la carga del ion. En la mayoría de los compuestos, el estado de oxidación de los átomos de hidrógeno es +1, pero en los hidruros metálicos (sus compuestos con hidrógeno) (NaH, CaH 2 y otros) es −1. El oxígeno se caracteriza por un estado de oxidación de −2, pero, por ejemplo, en combinación con flúor OF2 será +2, y en compuestos de peróxido (BaO2, etc.) −1. En algunos casos, este valor se puede expresar como una fracción: para el hierro en óxido de hierro (II, III) Fe 3 O 4 es igual a +8/3.

La suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos en un compuesto es cero y en un ion complejo es la carga del ion. Usando esta regla, calculamos, por ejemplo, el estado de oxidación del fósforo en el ácido ortofosfórico H 3 PO 4. Denotándolo por x y multiplicando el estado de oxidación del hidrógeno (+1) y el oxígeno (−2) por el número de sus átomos en el compuesto, obtenemos la ecuación: (+1) 3+x+(−2) 4=0 , de donde x=+5 . De manera similar, calculamos el estado de oxidación del cromo en el ion Cr 2 O 7 2−: 2x+(−2) 7=−2; x=+6. En los compuestos MnO, Mn 2 O 3, MnO 2, Mn 3 O 4, K 2 MnO 4, KMnO 4, el estado de oxidación del manganeso será +2, +3, +4, +8/3, +6, +7, respectivamente.

El estado de oxidación más alto es su mayor valor positivo. Para la mayoría de los elementos, es igual al número de grupo en la tabla periódica y es una característica cuantitativa importante del elemento en sus compuestos. Valor más bajo Al estado de oxidación de un elemento que se presenta en sus compuestos se le suele denominar estado de oxidación más bajo; todos los demás son intermedios. Si, para azufre el grado más alto la oxidación es +6, la más baja -2, la intermedia +4.

Cambios en los estados de oxidación de elementos por grupo. tabla periódica refleja la frecuencia de sus cambios propiedades químicas con número de serie creciente.

El concepto de estado de oxidación de elementos se utiliza en la clasificación de sustancias, descripción de sus propiedades, compilación de fórmulas de compuestos y sus nombres internacionales. Pero se utiliza especialmente en el estudio de reacciones redox. El concepto de "estado de oxidación" se utiliza a menudo en química Inorgánica en lugar del concepto de “valencia” (ver

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La carga formal de un átomo en los compuestos es una cantidad auxiliar que suele utilizarse en las descripciones de las propiedades de los elementos en química. Esta carga eléctrica convencional es el estado de oxidación. Su valor cambia como resultado de muchos procesos químicos. Aunque la carga es formal, caracteriza claramente las propiedades y el comportamiento de los átomos en reacciones redox (ORR).

Oxidación y reducción.

En el pasado, los químicos utilizaban el término "oxidación" para describir la interacción del oxígeno con otros elementos. El nombre de las reacciones proviene del nombre latino del oxígeno: Oxygenium. Posteriormente resultó que otros elementos también se oxidan. En este caso, se reducen: ganan electrones. Cada átomo, al formar una molécula, cambia la estructura de su capa de electrones de valencia. En este caso aparece una carga formal, cuya magnitud depende del número de electrones convencionalmente dados o aceptados. Para caracterizar este valor, anteriormente se utilizaba el término químico inglés "número de oxidación", que traducido significa "número de oxidación". Cuando se utiliza, se basa en el supuesto de que los electrones de enlace en moléculas o iones pertenecen a un átomo con un valor de electronegatividad (EO) más alto. La capacidad de retener sus electrones y atraerlos de otros átomos se expresa bien en los no metales fuertes (halógenos, oxígeno). Los metales fuertes (sodio, potasio, litio, calcio, otros elementos alcalinos y alcalinotérreos) tienen propiedades opuestas.

Determinación del estado de oxidación.

El estado de oxidación es la carga que adquiriría un átomo si los electrones que participan en la formación del enlace se desplazaran por completo a un elemento más electronegativo. Hay sustancias que no tienen estructura molecular(haluros de metales alcalinos y otros compuestos). En estos casos, el estado de oxidación coincide con la carga del ion. La carga convencional o real muestra qué proceso ocurrió antes de que los átomos adquirieran su estado actual. Un estado de oxidación positivo es total electrones que han sido eliminados de los átomos. Un número de oxidación negativo es igual al número de electrones ganados. Por cambio de estado de oxidación. elemento químico juzgar qué les sucede a sus átomos durante la reacción (y viceversa). El color de una sustancia determina qué cambios se han producido en el estado de oxidación. Los compuestos de cromo, hierro y otros elementos, en los que presentan diferentes valencias, tienen colores diferentes.

Valores de estado de oxidación negativos, cero y positivos.

Las sustancias simples están formadas por elementos químicos con el mismo valor EE.UU. En este caso, los electrones de enlace pertenecen por igual a todas las partículas estructurales. Por lo tanto, en sustancias simples Los elementos no se caracterizan por un estado de oxidación (H 0 2, O 0 2, C 0). Cuando los átomos aceptan electrones o nube compartida cambia en su dirección, las cargas generalmente se escriben con un signo menos. Por ejemplo, F -1, O -2, C -4. Al donar electrones, los átomos adquieren una carga positiva real o formal. En el óxido OF2, el átomo de oxígeno cede un electrón cada uno a dos átomos de flúor y se encuentra en el estado de oxidación O +2. En una molécula o ion poliatómico, se dice que los átomos más electronegativos reciben todos los electrones de enlace.

El azufre es un elemento que presenta diferentes estados de valencia y oxidación.

Los elementos químicos de los subgrupos principales suelen presentar una valencia inferior igual a VIII. Por ejemplo, la valencia del azufre en el sulfuro de hidrógeno y los sulfuros metálicos es II. El elemento se caracteriza por niveles intermedios y valencia más alta en estado excitado, cuando un átomo cede uno, dos, cuatro o los seis electrones y presenta valencias I, II, IV, VI, respectivamente. Los mismos valores, sólo que con signo menos o más, tienen los estados de oxidación del azufre:

en sulfuro de flúor dona un electrón: -1;
en sulfuro de hidrógeno el valor más bajo: -2;
en estado intermedio de dióxido: +4;
en trióxido, ácido sulfúrico y sulfatos: +6.

En su estado de oxidación más alto, el azufre sólo acepta electrones; en su estado más bajo, presenta fuertes propiedades reductoras. Los átomos de S+4 pueden actuar como agentes reductores o agentes oxidantes en compuestos, dependiendo de las condiciones.

Transferencia de electrones en reacciones químicas.

Cuando se forma un cristal sal de mesa el sodio dona electrones al cloro, más electronegativo. Los estados de oxidación de los elementos coinciden con las cargas de los iones: Na+1 Cl -1. Para las moléculas creadas al compartir y desplazar pares de electrones a un átomo más electronegativo, sólo es aplicable el concepto de carga formal. Pero podemos suponer que todos los compuestos están formados por iones. Luego, los átomos, al atraer electrones, adquieren una carga negativa condicional y, al cederlos, una carga positiva. En las reacciones indican cuántos electrones se desplazan. Por ejemplo, en la molécula de dióxido de carbono C +4 O - 2 2, el índice indicado en la esquina superior derecha del símbolo químico del carbono refleja la cantidad de electrones eliminados del átomo. El oxígeno en esta sustancia se caracteriza por un estado de oxidación de -2. El índice correspondiente al signo químico O es el número de electrones agregados en el átomo.

Cómo calcular los estados de oxidación.

Contar el número de electrones donados y ganados por los átomos puede llevar mucho tiempo. Las siguientes reglas facilitan esta tarea:

En sustancias simples, los estados de oxidación son cero.
La suma de la oxidación de todos los átomos o iones en una sustancia neutra es cero.
En un ion complejo, la suma de los estados de oxidación de todos los elementos debe corresponder a la carga de toda la partícula.
Un átomo más electronegativo adquiere un estado de oxidación negativo, que se escribe con un signo menos.
Los elementos menos electronegativos reciben estados de oxidación positivos y se escriben con un signo más.
El oxígeno generalmente presenta un estado de oxidación de -2.
Para el hidrógeno, el valor característico es: +1; en los hidruros metálicos se encuentra: H-1.
El flúor es el más electronegativo de todos los elementos y su estado de oxidación es siempre -4.
Para la mayoría de los metales, los números de oxidación y las valencias son los mismos.

Estado de oxidación y valencia.

La mayoría de los compuestos se forman como resultado de procesos redox. La transición o desplazamiento de electrones de un elemento a otro provoca un cambio en su estado de oxidación y valencia. A menudo estos valores coinciden. La frase "valencia electroquímica" puede utilizarse como sinónimo del término "estado de oxidación". Pero hay excepciones, por ejemplo, en el ion amonio, el nitrógeno es tetravalente. Al mismo tiempo, el átomo de este elemento se encuentra en el estado de oxidación -3. En las sustancias orgánicas, el carbono siempre es tetravalente, pero los estados de oxidación del átomo de C en el metano CH 4, el alcohol fórmico CH 3 OH y el ácido HCOOH tienen valores diferentes: -4, -2 y +2.

Reacciones redox

Los procesos redox incluyen muchos de los procesos más importantes en la industria, la tecnología, la vida y naturaleza inanimada: combustión, corrosión, fermentación, respiración intracelular, fotosíntesis y otros fenómenos.

Al compilar ecuaciones OVR, los coeficientes se seleccionan utilizando el método de balance electrónico, que opera con las siguientes categorías:

estados de oxidación;
el agente reductor cede electrones y se oxida;
el agente oxidante acepta electrones y se reduce;
el número de electrones cedido debe ser igual al número de electrones añadidos.

La adquisición de electrones por parte de un átomo conduce a una disminución de su estado de oxidación (reducción). La pérdida de uno o más electrones por parte de un átomo va acompañada de un aumento del número de oxidación del elemento como resultado de reacciones. Para reacciones redox que ocurren entre iones de electrolitos fuertes en soluciones acuosas, a menudo se utiliza el método de semirreacciones en lugar del equilibrio electrónico.