oxido- reduccion

ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.) (O NÚMERO DE OXIDACIÓN).
“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos, es decir, considerando todos los enlaces covalentes polares como si en vezde tener fracciones de carga tuvieran cargas completas”.
En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de elec-trones compartidos están totalmente desplazados hacia elelemento más electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coinci-de.
Principales estados de oxidación.
• Todos los elementos en estado neutro tienenE.O. = 0.
• El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.
• El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría.
• Losmetales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.

Ejemplos
CO2: el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más elec-tronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para sabercuales son los E.O. hay que supo-ner que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2.
El S tiene estados deoxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).
Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de unamolécula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a su carga eléctrica.
Ejemplo de cálculo de estados de oxidación (E.O.).
Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4(–2) = 0 ⇒ E.O.(S) = +6
Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.
DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.
El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incre-mentaba laproporción de átomos de Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.
Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o...