quimica

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 oxidaciónen
compuestos orgánicos, 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?
- Losestados de oxidación no son 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 comúncalcular los estados de oxidación 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 ácidopropiónico
presenta un estado de oxidación 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
loselectrones de valencia de los átomos en una 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 quelos átomos que comparten electrones
tengan la misma 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:

Alrededor de cada uno de los átomo de
oxígeno podemos contar ocho electrones
de valencia, (un átomo de oxígeno neutro
posee solo seiselectrones de valencia),
por lo que esta forma 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 cada uno 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...