NÚMERO DE
OXIDACIÓN
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Se
denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando
los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto
arbitrarias.
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Las reglas son:
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v Los
electrones compartidos por átomos de idéntica
electronegatividad se distribuyen en forma equitativa entre ellos.
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v Los
electrones compartidos por átomos de diferente
electronegatividad se le asignan al más electronegativo.
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Luego de esta
distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo
con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación.
Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva
el signo escrito.
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Por ejemplo, el caso
del número de oxidación del Cl en Cl2 y
en HCl
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En el caso del Cl2, los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismos que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0. |
En
el caso del HCl, los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el
átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de
valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación
es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es +1.
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De las dos reglas
anteriores surge una serie de reglas prácticas que permiten asignar números
de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las
cuales a veces pueden ser complejas o desconocidas.
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Las reglas prácticas
pueden sintetizarse de la siguiente manera:
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Por ejemplo:
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Na+1 (Carga
del ión) +1
(Número de oxidación)
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S-2 -2
(Número de oxidación)
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Al+3
+3
(Número de oxidación)
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v La
suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es decir,
que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones,
será igual a la carga de éstos.
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v Recordemos
que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2)
forman iones de carga +1 y +2 respectivamente, y los del VIIA (17)
y VIA(16), de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.
Por ejemplo:
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a) Para calcular el
número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos
recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento.
Nos basaremos en los elementos que no tienen opción, que son el Na: +1
y el
O: -2
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+1 X -2
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Na2 S O3
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Nota: es frecuente
colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada
elemento.
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La suma de los
números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en
cuestión no posee carga residual:
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(+1)
x 2 + X +
(-2) x 3
= 0
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2 + X - 6 = 0
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X = + 4
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+1 +4 -2
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Na2 S O3
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En este caso, como
hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.
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sábado, 6 de abril de 2013
FORMULACION DE COMPUESTOS (NUMERO DE OXIDACION)
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