Estado y numeros de oxidacion

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Números de oxidación: Asignar números o estados de oxidación es algo que la mayoría de la personas que nos dedicamos a la práctica de la química aprendimos a hacer desde nuestras primeras lecciones en la materia. Desafortunadamente, en la mayoría de los casos, asignarlos y entenderlos no forman parte del mismo paquete. Si se le pide a un alumno que asigne los estados de oxidación tanto delhidrógeno como del oxígeno en el agua, muy probablemente los asignen correctamente, sin embargo al preguntar ¿qué significado tienen estos números? muy probablemente la respuesta sería: significa que el hidrógeno “trabaja” con +1 y el oxígeno “trabaja” con -2. Adicionalmente, debido al desconocimiento del significado de los estados de oxidación, al intentar asignar los estados de oxidación en compuestosorgánicos, frecuentemente nos encontramos con “sorpresas”, por ejemplo: En el ácido propiónico, (C3H6O2), H= +1, O= -2, C = ¿-2/3?, en el ácido acético: C2H4O2, H= +1, O= -2, C= ¿0? . Inclusive en los compuestos inorgánicos pueden presentarse valores inesperados: por ejemplo al azufre en el tetrationato de sodio Na2S4O6 le corresponde un estado de oxidación de ¿+2.5? - Los estados de oxidación noson otra cosa que la carga que asignamos a los átomos en una molécula o ión, partiendo de la suposición de que todos los enlaces presentes en esta son 100% iónicos. Esta suposición es por supuesto errónea y ficticia. Sin embargo, la asignación de números de oxidación es útil para calcular el número de electrones intercambiados en reacciones redox. Es práctica común calcular los estados deoxidación empleando las fórmulas mínimas de los compuestos (como en el los casos ilustrados anteriormente), lo cual conduce a que le número calculado no necesariamente sea un número entero. Cuando se emplean fórmulas mínimas para el cálculo de los estados de oxidación, lo que se obtiene es el promedio de estos. De esta forma, si cada uno de los átomos de carbono en el ácido propiónico presenta un estado deoxidación diferente: -3,-2 y +3, todos ellos números enteros, el promedio de estos no es un número entero: -2/3. Para poder calcular de forma mas precisa el estado de oxidación de cada uno de los átomos de una sustancia, es necesario conocer la estructura de Lewis que la representa. Las estructuras de Lewis son una representación de la distribución de los electrones de valencia de los átomos enuna molécula. A partir de la estructura de Lewis, y tomando en cuenta que, para el cálculo de números de oxidación se considera que todos los enlaces son 100% ionicos, el par de electrones compartidos en cualquier enlace heteronuclear, (aquel formado entre dos átomos distintos), se le asignan o cuentan a la especie más electronegativa. En el caso de que los átomos que comparten electrones tengan lamisma electronegatividad, (como es el caso de los enlaces C-C), de cada par electrónico en el enlace se asigna 1 electrón a cada uno de los átomos participantes, por ejemplo, para el ácido propiónico C3H6O2:

H C H

Alrededor de cada uno de los átomo de oxígeno podemos contar ocho electrones de valencia, (un átomo de oxígeno neutro posee solo seis electrones de valencia), por lo que estaforma de asignar electrones conduce a asignar 2 electrones adicionales a cada átomo de oxígeno, por lo que la carga que le corresponde, o lo que es lo mismo, el número de oxidación es de -2. En el caso de los átomos de hidrógeno, ninguno de ellos posee electrones en su entorno, por lo que a todos ellos les corresponde un estado de oxidación de +1. En el caso de los átomos de carbono, claramente cadauno de ellos posee un diferente número de electrones en su entorno. En el grupo -CH3, el carbono esta rodeado de 7 electrones, mientras que en el –CH2- solo se rodea de 6 y en el grupo –CO2H es posible contar solo 1 electrón alrededor del átomo de carbono. Como los átomos de carbono neutros poseen 4 electrones de valencia, como resultado de la “repartición” de electrones los estados de...
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