Estado de oxidación

En química, el estado de oxidación, o número de oxidación, es la carga hipotética de un átomo si todos sus enlaces a diferentes átomos fueran completamente iónicos. Describe el grado de oxidación (pérdida de electrones) de un átomo en un compuesto químico. Conceptualmente, el estado de oxidación puede ser positivo, negativo o cero. Si bien los enlaces completamente iónicos no se encuentran en la naturaleza, muchos enlaces exhiben una fuerte ionicidad, lo que hace que el estado de oxidación sea un predictor útil de la carga.

El estado de oxidación de un átomo no representa el "real" carga en ese átomo, o cualquier otra propiedad atómica real. Esto es particularmente cierto en los estados de oxidación altos, donde la energía de ionización requerida para producir un ion positivo múltiple es mucho mayor que las energías disponibles en las reacciones químicas. Además, los estados de oxidación de los átomos en un compuesto dado pueden variar según la elección de la escala de electronegatividad utilizada en su cálculo. Así, el estado de oxidación de un átomo en un compuesto es puramente un formalismo. Sin embargo, es importante para comprender las convenciones de nomenclatura de los compuestos inorgánicos. Además, varias observaciones con respecto a las reacciones químicas pueden explicarse a un nivel básico en términos de estados de oxidación.

Los estados de oxidación generalmente se representan mediante números enteros que pueden ser positivos, cero o negativos. En algunos casos, el estado de oxidación promedio de un elemento es una fracción, como 8/3 para hierro en magnetita Fe₃O₄ (ver más abajo). Se informa que el estado de oxidación más alto conocido es +9, mostrado por iridio en el catión tetroxoiridio (IX) (IrO+< /span>4). Se predice que incluso un estado de oxidación de +10 se puede lograr con platino en tetroxoplatino (X), PtO2+4. El estado de oxidación más bajo es −5, como para el boro en Al₃BC.

En la nomenclatura inorgánica, el estado de oxidación se representa con un número romano colocado después del nombre del elemento entre paréntesis o como un superíndice después del símbolo del elemento, p. Óxido de hierro (III).

El término oxidación fue utilizado por primera vez por Antoine Lavoisier para referirse a la reacción de una sustancia con oxígeno. Mucho más tarde se comprendió que la sustancia, al oxidarse, pierde electrones, y se amplió el significado para incluir otras reacciones en las que se pierden electrones, independientemente de que haya oxígeno involucrado. El aumento del estado de oxidación de un átomo, a través de una reacción química, se conoce como oxidación; una disminución en el estado de oxidación se conoce como una reducción. Tales reacciones implican la transferencia formal de electrones: una ganancia neta de electrones es una reducción y una pérdida neta de electrones es una oxidación. Para elementos puros, el estado de oxidación es cero.

Definición de la IUPAC

IUPAC ha publicado una "Definición completa del término estado de oxidación (Recomendaciones IUPAC 2016)". Es una destilación de un informe técnico de la IUPAC "Hacia una definición completa del estado de oxidación" desde 2014. La definición actual de estado de oxidación del Libro de Oro de la IUPAC es:

El estado de oxidación de un átomo es la carga de este átomo después de la aproximación iónica de sus vínculos heteronucleares...

—IUPAC

y el término número de oxidación es casi sinónimo.

El principio subyacente es que la carga iónica es "el estado de oxidación de un átomo, después de la aproximación iónica de sus enlaces", donde la aproximación iónica significa la hipótesis de que todos los enlaces son iónicos. Se consideraron varios criterios para la aproximación iónica:

1. Extrapolación de la polaridad del vínculo;
   1. de la diferencia de electronegatividad,
   2. desde el momento de la dipole, y
   3. de los cálculos cuánticos-químicos de los cargos.
2. Asignación de electrones según la contribución del átomo a la unión orbital molecular (MO)/ la lealtad del electrón en un modelo LCAO-MO.

En un enlace entre dos elementos diferentes, los electrones del enlace se asignan a su principal contribuyente atómico/electronegatividad más alta; en un enlace entre dos átomos del mismo elemento, los electrones se dividen por igual. Esto se debe a que la mayoría de las escalas de electronegatividad dependen del estado de enlace del átomo, lo que hace que la asignación del estado de oxidación sea un argumento algo circular. Por ejemplo, algunas escalas pueden generar estados de oxidación inusuales, como -6 para el platino en PtH2− 4, para escalas de Pauling y Mulliken. Los momentos dipolares, a veces, también producirían números de oxidación anormales, como en CO y NO, que están orientados con su extremo positivo hacia el oxígeno. Por lo tanto, esto deja la contribución del átomo a la enlace MO, la energía atómico-orbital, y de los cálculos cuánticos-químicos de cargas, como el único criterio viable con valores convincentes para la aproximación iónica. Sin embargo, para una estimación simple de la aproximación iónica, podemos usar las electronegatividades de Allen, ya que solo esa escala de electronegatividad es realmente independiente del estado de oxidación, ya que se relaciona con la energía promedio de los electrones de valencia del átomo libre:

Determinación

Mientras que los niveles introductorios de la enseñanza de la química utilizan estados de oxidación postulados, la recomendación de la IUPAC y la entrada del Libro de oro enumeran dos algoritmos totalmente generales para el cálculo de los estados de oxidación de elementos en compuestos químicos.

Enfoque simple sin consideraciones de vinculación

La química introductoria usa postulados: el estado de oxidación de un elemento en una fórmula química se calcula a partir de la carga total y los estados de oxidación postulados para todos los demás átomos.

Un ejemplo simple se basa en dos postulados,

1. OS = +1 para hidrógeno
2. OS = 2 para oxígeno

donde OS significa estado de oxidación. Este enfoque produce estados de oxidación correctos en óxidos e hidróxidos de cualquier elemento individual y en ácidos como H2SO4 o H2Cr2O7. Su cobertura puede ampliarse ya sea mediante una lista de excepciones o asignando prioridad a los postulados. Este último funciona para H2O2 donde la prioridad de la regla 1 deja a ambos oxígenos con el estado de oxidación −1.

Los postulados adicionales y su clasificación pueden expandir el rango de compuestos para ajustarse al alcance de un libro de texto. Como ejemplo, un algoritmo postulatorio de muchos posibles; en una secuencia de prioridad decreciente:

1. Un elemento en forma gratuita tiene OS = 0.
2. En un compuesto o ión, la suma de los estados de oxidación equivale a la carga total del compuesto o ión.
3. Fluorina en compuestos tiene OS = −1; esto se extiende a cloro y bromo solamente cuando no se une a un halógeno más ligero, oxígeno o nitrógeno.
4. Grupo 1 y grupo 2 metales en compuestos tienen OS = +1 y +2, respectivamente.
5. El hidrógeno tiene OS = +1 pero adopta −1 cuando se une como hidrato a metales o metaloides.
6. El oxígeno en compuestos tiene OS = −2 pero sólo cuando no se une al oxígeno (por ejemplo, en peróxidos) o fluorina.

Este conjunto de postulados cubre los estados de oxidación de fluoruros, cloruros, bromuros, óxidos, hidróxidos e hidruros de cualquier elemento individual. Abarca todos los oxoácidos de cualquier átomo central (y todos sus parientes fluoro, cloro y bromo), así como las sales de dichos ácidos con metales del grupo 1 y 2. También cubre yoduros, sulfuros y sales simples similares de estos metales.

Algoritmo de asignación de bonos

Este algoritmo se realiza en una estructura de Lewis (un diagrama que muestra todos los electrones de valencia). El estado de oxidación es igual a la carga de un átomo después de que cada uno de sus enlaces heteronucleares se haya asignado al compañero más electronegativo del enlace (excepto cuando ese compañero sea un ligando ácido de Lewis unido de forma reversible) y los enlaces homonucleares se hayan dividido en partes iguales:

donde cada "—" representa un par de electrones (ya sea compartido entre dos átomos o solo en un átomo), y "OS" es el estado de oxidación como variable numérica.

Después de que los electrones hayan sido asignados de acuerdo con las líneas rojas verticales en la fórmula, el número total de electrones de valencia que ahora "pertenecen" a cada átomo se resta del número N de electrones de valencia del átomo neutro (como 5 para el nitrógeno en el grupo 15) para obtener el estado de oxidación de ese átomo.

Este ejemplo muestra la importancia de describir el vínculo. Su fórmula resumida, HNO₃, corresponde a dos isómeros estructurales; el ácido peroxinitroso en la figura anterior y el ácido nítrico más estable. Con la fórmula HNO₃, el enfoque simple sin consideraciones de enlace produce −2 para los tres oxígenos y +5 para el nitrógeno, lo cual es correcto para el ácido nítrico. Sin embargo, para el ácido peroxinitroso, los dos oxígenos en el enlace O–O tienen cada uno OS = −1 y el nitrógeno tiene OS = +3, lo que requiere una estructura para comprender.

Los compuestos orgánicos se tratan de manera similar; ejemplificado aquí en grupos funcionales que ocurren entre CH4 y CO2:

Análogamente a los compuestos de metales de transición; CrO(O₂)₂ a la izquierda tiene un total de 36 electrones de valencia (18 pares para distribuir), y Cr(CO)6 a la derecha tiene 66 electrones de valencia (33 pares):

Un paso clave es dibujar la estructura de Lewis de la molécula (neutral, catiónica, aniónica): los símbolos de los átomos se organizan de modo que los pares de átomos se puedan unir mediante enlaces simples de dos electrones como en la molécula (una especie de &# 34;estructura esquelética"), y los electrones de valencia restantes se distribuyen de tal manera que los átomos sp obtienen un octeto (dúo para el hidrógeno) con una prioridad que aumenta en proporción con la electronegatividad. En algunos casos, esto conduce a fórmulas alternativas que difieren en los órdenes de enlace (cuyo conjunto completo se denomina fórmulas de resonancia). Considere el anión sulfato (SO²⁻
₄ con 32 electrones de valencia; 24 del oxígeno, 6 del azufre, 2 del anión carga obtenida del catión implícito). Los órdenes de enlace a los oxígenos terminales no afectan el estado de oxidación siempre que los oxígenos tengan octetos. Ya la estructura esquelética, arriba a la izquierda, produce los estados de oxidación correctos, al igual que la estructura de Lewis, arriba a la derecha (una de las fórmulas de resonancia):

La fórmula del orden de enlace en la parte inferior es la más cercana a la realidad de cuatro oxígenos equivalentes, cada uno con un orden de enlace total de 2. Ese total incluye el enlace de orden 1/2 al catión implícito y sigue la regla 8 − N que requiere que el orden de enlace del átomo del grupo principal sea igual a 8 menos N electrones de valencia del átomo neutro, aplicada con una prioridad que proporcionalmente aumenta con la electronegatividad.

Este algoritmo funciona igualmente para cationes moleculares compuestos por varios átomos. Un ejemplo es el catión amonio de 8 electrones de valencia (5 de nitrógeno, 4 de hidrógenos, menos 1 electrón por la carga positiva del catión):

Dibujar estructuras de Lewis con pares de electrones como guiones enfatiza la equivalencia esencial de pares de enlaces y pares solitarios al contar electrones y mover enlaces a átomos. Las estructuras dibujadas con pares de puntos de electrones son, por supuesto, idénticas en todos los sentidos:

La advertencia del algoritmo

El algoritmo contiene una advertencia, que se refiere a casos raros de complejos de metales de transición con un tipo de ligando que está unido de forma reversible como un ácido de Lewis (como aceptor del par de electrones del metal de transición); denominado "tipo Z" ligando en el método de clasificación de enlaces covalentes de Green. La advertencia se origina en el uso simplificado de la electronegatividad en lugar de la lealtad de los electrones basada en MO para decidir el signo iónico. Un ejemplo temprano es el complejo O₂S−RhCl(CO)(PPh3)₂ con SO2 como ligando aceptor unido reversiblemente (liberado al calentar). Por lo tanto, el enlace Rh-S se extrapola iónico contra las electronegatividades de Allen de rodio y azufre, lo que produce un estado de oxidación +1 para el rodio:

Algoritmo de suma de órdenes de bonos

Este algoritmo funciona en estructuras de Lewis y gráficos de enlace de sólidos extendidos (no moleculares):

El estado de oxidación se obtiene resumiendo las órdenes heteronuclear-bond en el átomo como positivo si ese átomo es el socio electropositivo en un vínculo particular y como negativo si no, y la carga formal del átomo (si hay) se añade a esa suma.

Aplicada a una estructura de Lewis

Un ejemplo de una estructura de Lewis sin carga formal,

ilustra que, en este algoritmo, los enlaces homonucleares simplemente se ignoran (los órdenes de enlace están en azul).

El monóxido de carbono ejemplifica una estructura de Lewis con cargas formales:

Para obtener los estados de oxidación, las cargas formales se suman con el valor del orden de enlace tomado positivamente en el carbono y negativamente en el oxígeno.

Aplicado a iones moleculares, este algoritmo considera la ubicación real de la carga formal (iónica), tal como se dibuja en la estructura de Lewis. Como ejemplo, la suma de los órdenes de enlace en el catión amonio produce −4 en el nitrógeno de carga formal +1, con los dos números sumando al estado de oxidación de −3:

La suma de los estados de oxidación en el ion es igual a su carga (como es igual a cero para una molécula neutra).

También en los aniones, las cargas formales (iónicas) deben considerarse cuando son distintas de cero. Para el sulfato, esto se ejemplifica con las estructuras esqueléticas o de Lewis (arriba), en comparación con la fórmula de orden de enlace de todos los oxígenos equivalentes y cumpliendo las reglas del octeto y 8 − N (abajo):

Aplicado al gráfico de bonos

Un gráfico de enlace en la química del estado sólido es una fórmula química de una estructura extendida, en la que se muestran las conectividades de enlace directo. Un ejemplo es la perovskita AuORb₃, cuya celda unitaria se dibuja a la izquierda y el gráfico de enlace (con valores numéricos agregados) a la derecha:

Vemos que el átomo de oxígeno se une a los seis cationes de rubidio más cercanos, cada uno de los cuales tiene 4 enlaces al anión áurido. El gráfico de enlace resume estas conectividades. Los órdenes de enlace (también llamados valencias de enlace) se suman a los estados de oxidación de acuerdo con el signo adjunto de la aproximación iónica del enlace (no hay cargas formales en los gráficos de enlace).

La determinación de los estados de oxidación a partir de un gráfico de enlace se puede ilustrar en ilmenita, FeTiO₃. Podemos preguntar si el mineral contiene Fe²⁺ y Ti⁴⁺, o Fe³⁺ y Ti³⁺. Su estructura cristalina tiene cada átomo de metal unido a seis oxígenos y cada uno de los oxígenos equivalentes a dos hierros y dos titanios, como se muestra en el siguiente gráfico de enlaces. Los datos experimentales muestran que tres enlaces metal-oxígeno en el octaedro son cortos y tres largos (los metales están descentrados). Los órdenes de enlace (valencias), obtenidos a partir de las longitudes de enlace por el método de valencia de enlace, suman 2,01 en Fe y 3,99 en Ti; que se puede redondear a los estados de oxidación +2 y +4, respectivamente:

Equilibrio redox

Los estados de oxidación pueden ser útiles para equilibrar las ecuaciones químicas de las reacciones de oxidación-reducción (o redox), porque los cambios en los átomos oxidados deben equilibrarse con los cambios en los átomos reducidos. Por ejemplo, en la reacción de acetaldehído con Tollens' reactivo para formar ácido acético (que se muestra a continuación), el átomo de carbono del carbonilo cambia su estado de oxidación de +1 a +3 (pierde dos electrones). Esta oxidación se equilibra reduciendo dos cationes Ag⁺ a Ag⁰ (ganando dos electrones en total).

Un ejemplo inorgánico es la reacción de Bettendorf usando SnCl2 para probar la presencia de iones de arsenito en un extracto de HCl concentrado. En presencia de arsénico(III), aparece una coloración marrón formando un precipitado oscuro de arsénico, según la siguiente reacción simplificada:

2 As³⁺ + 3 Sn²⁺ → 2 Como⁰ + 3 Sn⁴⁺

Aquí tres átomos de estaño se oxidan del estado de oxidación +2 a +4, produciendo seis electrones que reducen dos átomos de arsénico del estado de oxidación +3 a 0. El balance de una línea simple es el siguiente: los dos pares redox se escriben hacia abajo cuando reaccionan;

As³⁺ + Sn²⁺ ⇌ As⁰ + Sn⁴⁺.

Un estaño se oxida del estado de oxidación +2 a +4, un paso de dos electrones, por lo que se escribe 2 delante de los dos compañeros de arsénico. Un arsénico se reduce de +3 a 0, un paso de tres electrones, por lo que 3 va delante de los dos compañeros de estaño. Un procedimiento alternativo de tres líneas es escribir por separado las semirreacciones de oxidación y reducción, cada una balanceada con electrones, y luego sumarlas de manera que los electrones se tachen. En general, estos balances redox (el balance de una línea o cada media reacción) deben verificarse para que las sumas de carga iónica y de electrones en ambos lados de la ecuación sean realmente iguales. Si no son iguales, se añaden iones adecuados para equilibrar las cargas y el equilibrio elemental no redox.

Apariciones

Estados de oxidación nominales

Un estado de oxidación nominal es un término general con dos definiciones diferentes:

• El estado de oxidación electroquímica representa una molécula o ión en el diagrama Latimer o el diagrama Frost para su elemento redox-activo. Un ejemplo es el diagrama Latimer para azufre a pH 0 donde el estado de oxidación electroquímica +2 para azufre pone HS2O−3 entre S y H2SO3:

• El estado de oxidación sistemática es elegido de alternativas cercanas como descripción pedagógica. Un ejemplo es el estado de oxidación del fósforo en H3PO3 (HPO(OH) estructuralmente diprotico₂) tomada nominalmente como +3, mientras que las electronegatividades Allen de fósforo e hidrógeno sugieren +5 por un margen estrecho que hace las dos alternativas casi equivalente:

Ambos números alternativos de oxidación para el fósforo tienen sentido químico, dependiendo de qué propiedad química o reacción se enfatiza. Por el contrario, una alternativa calculada, como el promedio (+4) no lo hace.

Estados de oxidación ambiguos

Las fórmulas de Lewis son aproximaciones de la realidad química basadas en reglas, al igual que las electronegatividades de Allen. Aún así, los estados de oxidación pueden parecer ambiguos cuando su determinación no es sencilla. Si solo un experimento puede determinar el estado de oxidación, la determinación basada en reglas es ambigua (insuficiente). También existen valores verdaderamente dicotómicos que se deciden arbitrariamente.

Determinación del estado de oxidación a partir de fórmulas de resonancia

Los estados de oxidación aparentemente ambiguos se derivan de un conjunto de fórmulas de resonancia de pesos iguales para una molécula que tiene enlaces heteronucleares donde la conectividad del átomo no corresponde al número de enlaces de dos electrones dictados por la regla 8 − N. Un ejemplo es S2N2, donde cuatro fórmulas de resonancia que presentan un doble enlace S=N tienen estados de oxidación +2 y +4 para los dos átomos de azufre, cuyo promedio es +3 porque los dos átomos de azufre son equivalentes en esta molécula de forma cuadrada.

Se necesita una medición física para determinar el estado de oxidación

• cuando un ligando no inocente está presente, de propiedades de redox ocultas o inesperadas que de otro modo podrían ser asignadas al átomo central. Un ejemplo es el complejo de nickel dithiolate, Ni(S)
  ₂C
  ₂H
  ₂)^{2 - 2}
  ₂.
• cuando la ambigüedad redox de un átomo central y el ligand produce estados de oxidación dicotomosa de estabilidad estrecha, el tautomerismo inducido térmicamente puede resultar, como ejemplificado por la catecolato manganeso, Mn(C₆H₄O₂)₃. La asignación de tales estados de oxidación requiere datos espectroscópicos, magnéticos o estructurales.
• cuando la orden de unión tiene que ser comprobada junto con un tándem aislado de un vínculo heteronuclear y homonuclear. Un ejemplo es thiosulfate S
  ₂O^{2 - 2}
  ₃ tener dos posibles estados de oxidación (los pedidos de bonos están en cargos azules y formales en verde):

La medición de distancia S-S en thiosulfate es necesaria para revelar que esta orden de unión está muy cerca de 1, como en la fórmula de la izquierda.

Estados de oxidación ambiguos/arbitrarios

• cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos unidos es muy pequeña (como en H3PO3). Dos pares casi equivalentes de estados de oxidación, elegidos arbitrariamente, se obtienen para estos átomos.
• cuando un átomo de bloqueo electronegativo forma únicamente vínculos homonucleares, el número de los cuales difiere del número de bonos de dos electores sugeridos por reglas. Ejemplos son cadenas finitas homonucleares como N−3 (el nitrógeno central conecta dos átomos con cuatro bonos de dos electores, mientras que sólo tres bonos de dos electores son requeridos por 8 − N regla) o I−3 (el yodo central conecta dos átomos con dos bonos de dos electores mientras que sólo un enlace de dos electores cumple los 8 −N regla). Un enfoque razonable es distribuir la carga iónica sobre los dos átomos externos. Tal colocación de cargos en un polisulfido S^{2 - 2}
  _n (donde todos los sulfuros interiores forman dos lazos, cumpliendo los 8 -N regla) sigue ya de su estructura de Lewis.
• cuando el tándem aislado de un vínculo heteronuclear y homonuclear conduce a un compromiso de unión entre dos estructuras Lewis de limitar las órdenes de bonos. Un ejemplo es N2O:

El típico estado de oxidación del nitrógeno en N₂O es +1, que también obtiene para ambos nitrógenos por un enfoque orbital molecular. Los cargos formales sobre el derecho cumplen con las electronegatividades, lo que implica una contribución de unión iónica adicional. De hecho, las órdenes estimadas de bonos N−N y N−O son 2,76 y 1,9, respectivamente, abordando la fórmula de órdenes de bonos enteros que incluirían explícitamente la contribución iónica como un bono (en verde):

Por el contrario, los cargos formales contra electronegativities en una estructura de Lewis disminuyen el orden de fianza del vínculo correspondiente. Un ejemplo es el monóxido de carbono con una estimación de 2.6.

Estados de oxidación fraccionada

Los estados de oxidación fraccionarios a menudo se usan para representar el estado de oxidación promedio de varios átomos del mismo elemento en una estructura. Por ejemplo, la fórmula de la magnetita es Fe
3O
₄, lo que implica un estado de oxidación promedio del hierro de +8/< abarcan clase="den">3. Sin embargo, este valor promedio puede no ser representativo si los átomos no son equivalentes. En un Fe
₃O
₄ cristal por debajo de 120 K (−153 °C), dos tercios de los cationes son Fe³⁺
< sub estilo = "tamaño de fuente: heredar; altura de línea: heredar; vertical -align:baseline"> y un tercio son Fe²⁺
, y la fórmula puede representarse más claramente como FeO·Fe
₂O
₃.

Del mismo modo, propano, C
₃H
₈, se ha descrito con un estado de oxidación de carbono de −8/ 3. Nuevamente, este es un valor promedio ya que la estructura de la molécula es H< br/>₃C−CH
₂−CH
₃, con el primer y tercer átomo de carbono teniendo cada uno un estado de oxidación de −3 y el central −2.

Un ejemplo con verdaderos estados de oxidación fraccional para átomos equivalentes es el superóxido de potasio, KO
_². El ion superóxido diatómico O⁻
₂ tiene una carga total de −1, por lo que a cada uno de sus dos átomos de oxígeno equivalentes se le asigna un estado de oxidación de −1/2. Este ion se puede describir como un híbrido de resonancia de dos estructuras de Lewis, donde cada oxígeno tiene un estado de oxidación de 0 en una estructura y -1 en la otra.

Para el anión ciclopentadienilo C
₅H⁻
₅, la oxidación el estado de C es −1 + −1/ 5 = −6/5. El −1 ocurre porque cada carbono está unido a un átomo de hidrógeno (un elemento menos electronegativo), y el −1 /5 porque la carga iónica total de −1 se divide entre cinco carbonos equivalentes. Nuevamente, esto se puede describir como un híbrido de resonancia de cinco estructuras equivalentes, cada una con cuatro carbonos con estado de oxidación -1 y uno con -2.

Ejemplos de estados de oxidación fraccional para carbono

Estado de oxidación	Especies de ejemplo
−6/5	C5H−5
−6/7	C7H+7
+3/2	C4O2−4

Finalmente, los números de oxidación fraccionarios no se usan en la descripción del plomo rojo. Pb
₃O
₄ se representa como óxido de plomo (II, IV), mostrando los estados de oxidación de los dos átomos de plomo no equivalentes.

Elementos con múltiples estados de oxidación

La mayoría de los elementos tienen más de un posible estado de oxidación. Por ejemplo, el carbono tiene nueve posibles estados de oxidación enteros de −4 a +4:

estados enteros de oxidación del carbono

Estado de oxidación	Compuesto de ejemplo
−4	CH4
−3	C2H6
−2	C2H4, CH3Cl
−1	C2H2, C6H6, (CH2OH)2
0	HCHO, CH2Cl2
+ 1	OCHCHO, CHCl2CHCl2
+2	HCOOH, CHCl3
+3	HOOCCOOH, C2Cl6
+4	CCl4, CO2

Estado de oxidación en metales

Muchos compuestos con brillo y conductividad eléctrica mantienen una fórmula estequiométrica simple, como el TiO dorado, el RuO2 azul-negro o el ReO3 cobrizo, todos en estado de oxidación evidente. En última instancia, asignar los electrones metálicos libres a uno de los átomos enlazados no es exhaustivo y puede generar estados de oxidación inusuales. Algunos ejemplos son LiPb y Cu
₃Au aleaciones ordenadas, cuya composición y estructura están determinadas en gran medida por el tamaño atómico y los factores de empaquetamiento. Si se necesita el estado de oxidación para el equilibrio redox, es mejor establecerlo en 0 para todos los átomos de dicha aleación.

Lista de estados de oxidación de los elementos

Esta es una lista de los estados de oxidación conocidos de los elementos químicos, excluyendo los valores no integrales. Los estados más comunes aparecen en negrita. La tabla se basa en la de Greenwood y Earnshaw, con adiciones anotadas. Todo elemento existe en estado de oxidación 0 cuando es el elemento puro no ionizado en cualquier fase, ya sea alótropo monoatómico o poliatómico. La columna para el estado de oxidación 0 solo muestra los elementos que se sabe que existen en el estado de oxidación 0 en los compuestos.

Formas tempranas (regla del octeto)

Irving Langmuir utilizó una figura con un formato similar en 1919 en uno de los primeros artículos sobre la regla del octeto. La periodicidad de los estados de oxidación fue una de las evidencias que llevó a Langmuir a adoptar la regla.

Uso en la nomenclatura

El estado de oxidación en la denominación de compuestos para metales de transición y lantánidos y actínidos se coloca como superíndice a la derecha del símbolo del elemento en una fórmula química, como Fe^III o entre paréntesis después del nombre de el elemento en nombres químicos, como hierro (III). Por ejemplo, Fe
₂(SO
_⁴)
₃ recibe el nombre de sulfato de hierro(III) y su fórmula puede ser se muestra como Fe^III
₂(SO^{< /sup>
₄})
₃< /span>. Esto se debe a que un ion sulfato tiene una carga de -2, por lo que cada átomo de hierro tiene una carga de +3.

Historia del concepto de estado de oxidación

Primeros días

La oxidación en sí fue estudiada por primera vez por Antoine Lavoisier, quien la definió como el resultado de reacciones con oxígeno (de ahí el nombre). Desde entonces, el término se ha generalizado para implicar una pérdida formal de electrones. Los estados de oxidación, llamados grados de oxidación por Friedrich Wöhler en 1835, fueron uno de los peldaños intelectuales que usó Dmitri Mendeleev para derivar la tabla periódica. William B. Jensen ofrece un resumen de la historia hasta 1938.

Uso en la nomenclatura

Cuando se dio cuenta de que algunos metales forman dos compuestos binarios diferentes con el mismo no metal, los dos compuestos a menudo se distinguían usando la terminación -ic para el estado de oxidación del metal superior y la terminación -ous para el inferior. Por ejemplo, FeCl₃ es cloruro férrico y FeCl₂ es cloruro ferroso. Este sistema no es muy satisfactorio (aunque a veces todavía se usa) porque los diferentes metales tienen diferentes estados de oxidación que deben aprenderse: férrico y ferroso son +3 y +2 respectivamente, pero cúprico y cuproso son +2 y +1, y estánnico y estannosos son +4 y +2. Además, no se permitieron metales con más de dos estados de oxidación, como el vanadio con estados de oxidación +2, +3, +4 y +5.

Este sistema ha sido reemplazado en gran parte por uno sugerido por Alfred Stock en 1919 y adoptado por IUPAC en 1940. Por lo tanto, FeCl₂ se escribió como cloruro de hierro (II) en lugar de cloruro ferroso. El número romano II en el átomo central pasó a llamarse "Número común" (ahora un término obsoleto), y su valor se obtuvo como una carga en el átomo central después de eliminar sus ligandos junto con los pares de electrones que compartían con él.

Desarrollo hacia el concepto actual

El término "estado de oxidación" en la literatura química inglesa fue popularizado por Wendell Mitchell Latimer en su libro de 1938 sobre potenciales electroquímicos. Lo usó para el valor (sinónimo del término alemán Wertigkeit) anteriormente denominado "valencia", "valencia polar" o "número polar" en inglés, o "etapa de oxidación" o de hecho el "estado de oxidación". Desde 1938, el término "estado de oxidación" se ha relacionado con potenciales electroquímicos y electrones intercambiados en pares redox que participan en reacciones redox. En 1948, la IUPAC usó las reglas de nomenclatura de 1940 con el término "estado de oxidación", en lugar de la valencia original. En 1948, Linus Pauling propuso que el número de oxidación podía determinarse extrapolando los enlaces para que fueran completamente iónicos en la dirección de la electronegatividad. La aceptación total de esta sugerencia se complicó por el hecho de que las electronegatividades de Pauling como tales dependen del estado de oxidación y que pueden conducir a valores inusuales de estados de oxidación para algunos metales de transición. En 1990, la IUPAC recurrió a un método postulatorio (basado en reglas) para determinar el estado de oxidación. Esto se complementó con el término sinónimo número de oxidación como descendiente del número de Stock introducido en 1940 en la nomenclatura. Sin embargo, la terminología que utiliza "ligandos" dio la impresión de que el número de oxidación podría ser algo específico de los complejos de coordinación. Esta situación y la falta de una definición única real generó numerosos debates sobre el significado de estado de oxidación, sugerencias sobre métodos para obtenerlo y definiciones del mismo. Para resolver el problema, en 2008 se inició un proyecto de la IUPAC (2008-040-1-200) sobre la "Definición completa del estado de oxidación", y concluyó con dos informes y con las entradas revisadas "Estado de oxidación" y "Número de oxidación" en el Libro de Oro de la IUPAC. Los resultados fueron una definición única de estado de oxidación y dos algoritmos para calcularlo en compuestos moleculares y sólidos extendidos, guiados por electronegatividades de Allen que son independientes del estado de oxidación.