Te decimos cómo encontrar números de oxidación y te damos una breve introducción a las reacciones de oxidación-reducción (redox).

¿Qué son los números de oxidación?

Los químicos usan los números de oxidación (o estados de oxidación) para saber cuándo electrones tiene un átomo. Los números de oxidación no siempre corresponden a las cargas reales de las moléculas, pero podemos calcular los números de oxidación de los átomos que están involucrados en un enlace covalente (así como iónico).
¡Vamos a hacer que los números de oxidación tengan sentido con unos cuantos ejemplos!

Instrucciones para determinar el número de oxidación

Los números de oxidación casi siempre se escriben usando primero el signo (plus o minus) y luego la magnitud, que es lo opuesto a la carga de los iones. Los químicos usan estas instrucciones para determinar los números de oxidación:
Paso 1, point, spaceLos átomos en estado elemental tienen un número de oxidación de 0.
Paso 2, point, spaceLos átomos en iones monoatómicos (es decir, de un solo átomo) tienen un número de oxidación igual a su carga.
Paso 3, point, spaceEn los compuestos: al flúor se le asigna un número de oxidación de minus, 1; al oxígeno se le suele asignar un número de oxidación de minus, 2 (excepto en compuestos con peróxido, en donde es minus, 1, y en compuestos binarios con flúor, en donde es positivo); al hidrógeno se le asigna un número de oxidación de plus, 1, excepto cuando está como el ion hidruro, , en cuyo caso gana la regla 2.
Un peróxido es un compuesto que contiene un solo enlace oxígeno-oxígeno. Si no estás seguro de tener un peróxido con base en la fórmula molecular, prueba dibujar la estructura de Lewis más probable. En general, los peróxidos no son comunes porque el enlace oxígeno-oxígeno es bastante débil (y reactivo), ¡así que no recomendaría recurrir a ellos a menos de que tengas una buena razón para hacerlo!
Paso 4, point, spaceEn los compuestos, a todos los demás átomos se les asigna un número de oxidación de forma que la suma de los números de oxidación de todos los átomos en las especies es igual a la carga de las especies.

Determinar el estado de oxidación de H, start subscript, 2, end subscript y H, start subscript, 2, end subscript, O

Cuando usamos las reglas, normalmente empezamos con la regla 1 y nos vamos moviendo hacia abajo hasta que terminemos. Al seguir ese orden determinamos los estados de oxidación de los átomos fáciles primero y usamos el proceso de eliminación para ejemplos más complicados.
Ejemplo: ¿cuál es el estado de oxidación del átomo de hidrógeno en H, start subscript, 2, end subscript y H, start subscript, 2, end subscript, O?
H, start subscript, 2, end subscript: aquí podemos usar la regla 1. Debido a que H, start subscript, 2, end subscript está en su estado elemental, tiene un número de oxidación de 0.
H, start subscript, 2, end subscript, O: las reglas 1 y 2 no son aplicables en esta situación, así que podemos saltárnoslas. La regla 3 nos dice que el hidrógeno normalmente tiene un número de oxidación de plus, 1 excepto en hidruros. Lo que tenemos aquí no es un hidruro, pero incluso si no estamos seguros si nuestro hidrógeno tiene un estado de oxidación de plus, 1 o de minus, 1, podemos usar la regla 4 para asegurarnos.
La regla 4 nos dice que todos los número de oxidación en un compuesto tienen que sumar para dar lo mismo que la carga del compuesto y la regla 3 nos dice que el oxígeno suele tener un número de oxidación de minus, 2. El agua es un compuesto neutro, así que necesitamos que nuestros números de oxidación sumen 0. Si asignamos un número de oxidación de minus, 1 al hidrógeno porque pensamos que puede ser un hidruro, obtenemos una suma de números de oxidación de:
¡Eso no parece estar bien! Si en lugar de eso usamos el número de oxidación de plus, 1 para el hidrógeno, obtenemos una suma de: left parenthesis, minus, 2, times, 1, right parenthesis, plus, left parenthesis, plus, 1, times, 2, right parenthesis, equals, 0, que es lo que esperaríamos para una molécula neutra. Entonces, usando las reglas 3 y 4, podemos asignarle al hidrógeno en H, start subscript, 2, end subscript, O un estado de oxidación de plus, 1.
Revisión de conceptos: ¿cuál es el estado de oxidación del azufre en el ion sulfato, S, O, start subscript, 4, end subscript, start superscript, 2, minus, end superscript?
Un vistazo rápido de las reglas nos dice que no tenemos el estado de oxidación del azufre en la lista. Eso significa que tenemos que usar las reglas 3 y 4 para averiguar cuál es el estado de oxidación del azufre.
La regla 3 nos dice que el estado de oxidación del oxígeno es minus, 2. Podemos usar la regla 4 para calcular el estado de oxidación del azufre:
Carga neta de SO42=(número de oxidación del O×4)+número de oxidación del S2=(2×4)+número de oxidación del S2=8+número de oxidación del S\begin{aligned} \text{Carga neta de SO}_4^{2-} &= (\text{número de oxidación del O} \times 4) + \text{número de oxidación del S} \\ -2 &= (-2 \times 4) + \text{número de oxidación del S} \\ -2 &= -8 + \text{número de oxidación del S} \end{aligned}
Al resolver la ecuación para el número de oxidación del azufre, obtenemos la siguiente respuesta:
número de oxidación del S en SO42=+6\text{número de oxidación del S en } \text{SO}_4^{2-} = +6

Usar los números de oxidación: oxidación y reducción

Ahora ya podemos seguir las instrucciones para encontrar los números de oxidación. Eso está muy bien, ¿pero por qué nos importan los estados de oxidación? ¡Después de todo, prácticamente son imaginarios!
Un listón delgado de magnesio de plata se quema con una flama blanca para producir un sólido gris blancuzco, óxido de magnesio
Cuando se quema un metal de magnesio puro, el magnesio se oxida para formar óxido de magnesio. Imagen de Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0
Los químicos normalmente están interesados en vigilar los electrones porque queremos saber cuántos electrones se transfieren de un átomo a otro. En el ejemplo anterior podemos ver que el estado de oxidación del hidrógeno es diferente en H, start subscript, 2, end subscript en comparación con H, start subscript, 2, end subscript, O. Comparando los estados de oxidación, un químico podría decir que el hidrógeno del agua tiene menos electrones que el hidrógeno elemental.
Esta es la reacción para producir agua a partir del gas de hidrógeno y el gas de oxígeno:
2, H, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis, plus, O, start subscript, 2, end subscript, left parenthesis, g, right parenthesis, right arrow, 2, H, start subscript, 2, end subscript, O, left parenthesis, l, right parenthesis
Veremos que esta reacción no solo rompe y produce nuevos enlaces químicos sino que también involucra una pérdida de electrones de H, start subscript, 2, end subscript. Los químicos tienen términos específicos para describir los procesos que involucran una pérdida o ganancia de electrones:
La oxidación sucede cuando un átomo pierde uno o más electrones. Cuando el número de oxidación de un elemento aumenta significa que hay una pérdida de electrones y el elemento está siendo oxidado. En la reacción de arriba, H, start subscript, 2, end subscript se está oxidando porque pierde electrones para formar H, start subscript, 2, end subscript, O. La pérdida de electrones se vuelve evidente cuando observamos que el número de oxidación cambia de 0 a plus, 1: puesto que el átomo de hidrógeno perdió un electrón (que tiene carga negativa), el número de oxidación aumentó.
La reducción sucede cuando un átomo gana uno o más electrones. Cuando el número de oxidación decrece significa que hubo una ganancia de electrones y ese elemento está siendo reducido. En la reacción que produce agua, O, start subscript, 2, end subscript se está reduciendo porque el número de oxidación de cada átomo de oxígeno decrece de 0 a minus, 2 gracias a la ganancia de 2 electrones negativamente cargados.
Algunas formas de recordar la oxidación y la reducción incluyen:
1, point, spaceGRuPO: "Ganancia de electrones es Reducción" y "Pérdida de electrones es Oxidación"
2, point, spaceSOPE: "Siempre que hay Oxidación hay Pérdida de Electrones"
Los términos agente oxidante y agente reductor están muy relacionados con oxidación y reducción.
Un agente reductor pierde electrones y, por lo tanto, se oxida en una reacción química. En nuestro ejemplo, H, start subscript, 2, end subscript está actuando como agente reductor en la reacción, puesto que se está oxidando y ocasionando la reducción de O, start subscript, 2, end subscript.
Un agente oxidante gana electrones y se reduce en una reacción química. O, start subscript, 2, end subscript está actuando como un agente oxidante en nuestra reacción porque es responsable de la oxidación del agente reductor, H, start subscript, 2, end subscript.

Número de oxidación y reacciones redox

Las reacciones químicas que involucran la transferencia de electrones se llaman reacciones de oxidación-reducción o redox. Los cambios en el estado de oxidación son un signo de que está ocurriendo una transferencia de electrones. Todas las reacciones involucran una reducción y una oxidación.
Muchos tipos de reacciones como las de combustión, desplazamiento simple y algunas reacciones de síntesis y descomposición forman parte de la categoría de reacciones redox. Los números de oxidación y las reacciones redox son conceptos importantes en clases de química más avanzadas, tales como bioquímica, electroquímica, química orgánica y química inorgánica, por nombrar unas cuantas. No entraremos en más detalles sobre las reacciones redox en este artículo, ¡pero ten en mente que manejar con comodidad los números de oxidación va a ser muy útil!

Resumen

Los químicos usan el números de oxidación para tener un registro de los electrones en un compuesto. Podemos usar reglas para asignar los números de oxidación a los átomos en un compuesto. Los cambios en el estado de oxidación durante una reacción nos dicen que está ocurriendo una transferencia de electrones. A las reacciones que involucran una transferencia de electrones se les llama reacciones redox e incluyen una reducción (ganancia de electrones) y una oxidación (pérdida de electrones). A la sustancia que se está reduciendo se le llama agente oxidante y, a la sustancia que se está oxidando, agente reductor.

Créditos:

Este artículo fue adaptado de los siguiente artículos:
El artículo modificado está autorizado bajo una licencia CC-BY-NC-SA 4.0.

Referencias Adicionales:

Kotz, J. C., Treichel, P. M. y Weaver., G. C. (2005). Principios de reactividad: reacciones de transferencia de electrones. En Química y Reactividad Química (6a ed.). México: Thomson.