A Continuaci N Tienes Las Normas Que Se Aplican Para La

A continuación tienes las normas que se aplican para la determinación del número de oxidaciónde los átomos de un compuesto. Recuerda que el número de oxidación es necesario para determinar, en una reacción de oxidación reducción, qué elemento se está oxidando (semirreacción de oxidación) y qué elemento se está reduciendo (semirreacción de reducción).
El número de oxidación de un elemento librees cero. Por ejemplo los metales no disueltos (Cu, Zn, Al…) o los gases diatómicos (O2, Cl2, F2…).
En los iones de un único átomo, el estado de oxidación o número de oxidación de dicho átomo coincide con la carga del ión. Por ejemplo, en el caso de los alcalinos catiónicos el estado de oxidación es +1 (Li+, Na+, K+…) y en el caso de los alcalinotérreos +2 (Ca+2, Mg+2…). Del mismo modo será para losdemás metales, por ejemplo, en el Fe(II) el estado de oxidación es +2 y en el Fe(III) +3.
El número de oxidación del flúor, F, es siempre -1, por ser el átomo más electronegativo que existe.
El número de oxidación del oxígeno es siempre -2, con dos excepciones:

Cuando el oxígeno se combina conflúor, su número de oxidación es +2.
Cuando el oxígeno se halla formando un peróxido, como el peróxidode hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, su número de oxidación es -1.
El número de oxidación del hidrógeno es siempre +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1 (por ejemplo hidruro sódico, HNa).
Algunos elementos tienen distinto estado de oxidación en función del compuesto que están formando. Por 
ejemplo, el estado de oxidación del nitrógeno en el monóxido de nitrógeno, NO, es +2, mientras queel estado de oxidación del nitrógeno en el dióxido de nitrógeno, NO2, es +4.
La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto ha de ser igual a su carga, es decir:
Si es un compuesto neutro, la suma algebraica de sus números de oxidación será cero.
Si es un catión o un anión será igual a la carga del ión. Por ejemplo, en el caso del anión perclorato, ClO3(-), la sumaalgebraica de los números de oxidación será -1. En este caso, el oxígeno tiene estado de oxidación -2, por lo que (-2)·3 = -6. De este modo, para que la suma algebraica sea -1, el estado de oxidación del cloro ha de ser +5.


Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entrelos reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.1
Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando suestado de oxidación, es decir, siendo oxidado.
El agente oxidante es el elementoquímico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidacióninferior al que tenía, es decir, siendo reducido.2
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio, se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un «par redox». Análogamente, se dice que, cuando un elemento químico capta electronesdel medio, este se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.
Principio de electro neutralidad[editar]
El principio de electro neutralidad de Pauling corresponde a un método de aproximación para estimar la carga en moléculas o iones complejos, este supone que la carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir, -1, 0, +1).
Dentro deuna reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales.
Semireacción de reducción: 2e- + Cu2+ → Cu0
Semirreacción de oxidación: Fe0 → Fe2+ + 2e-
o más comúnmente, también llamada ecuación general:
Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0
La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también...