Estado de oxidación o número de oxidación es un valor teórico asignado a un elemento para simplificar la contabilidad de electrones. Otro autores definen un estado de oxidación como el número de electrones añadidos o substraídos de un átomo en su estado basal.

Existen diversas maneras de calcular los estados de oxidación de un átomo, a continuación se muestran dos conjuntos de reglas que pueden ser útiles para este fin:

Reglas numéricas para calcular números de oxidación I.

    1. El número de oxidación, Nox, de un átomo en su estado basal es cero.
    1. El Nox de un ion monoatómico es el mismo que la carga de su ion
    2. La suma algebraica de los números de oxidación en un compuesto polielectrónico neutro es cero; en un ion poliatómico, este es igual a la carga del ion.
    3. En la combinaciones de elementos, el elemento más electronegativo tiene un número de oxidación negativo característico, por ejemplo, -3 para el N, -2 para O, -1 para Cl. El elemento más electropositivo tienen un número de oxidación positivo.
    4. Hidrógeno usualmente tiene un número de oxidación de +1, excepto con elementos más electropositivos, donde se le asigna el valor de -1.

Por ejemplo, para encontrar el número de oxidación del ion sulfuro en el ácido sulfúrico, H2SO4, puede usarse la regla 3 para escribir

2[Nox(H)] + [Nox(S)] + 4[Nox(O)] = 0

Como el O usualmente tiene un número de oxidación de -2, (regla 4) y el H, +1 (regla 5), se escribe

2(+1) + [Nox(S)] +4(-2) = 0

Por lo tanto, [Nox(S)] = +6

Supongamos ahora que se quiere deducir el número de oxidación del I en el ion ICl-. Para ello, se puede usar la regla 3 para escribir

[Nox(I)] + 4[Nox(Cl)] = -1

El cloruro es más electonegativo que el yoduro, entonces el cloruro tendra un número de oxidación negativo de -1 (regla 4). Por lo tanto,

[Nox(I)] + 4(-1) = -1

Entonces, [Nox(I)] = +3

Reglas numéricas para calcular números de oxidación II.

Las siguientes reglas trabajan sólo para elementos que no tengan números de oxidación poco usuales y las especies proporcionadas no tengan más que tres elementos, o si es el caso, que puedan ser separadas en sus iones de tres o menos elementos cada uno.Las reglas deben ser aplicadas en el orden que se enumeran a continuación:

  1. Las suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula es igual a cero; la suma en un ion es igual a la carga del ion. Los números de oxidación están establecidos por átomo, y antes de ser sumados deben ser multiplicados por el número de átomos de cada elemento presente en una molécula o ion.
  2. Los números de oxidación del elemento menos electronegativo puede ser establecido si esta en el grupo 1, 2, 3, o es Al. El número de oxidación es numéricamente igual al número del grupo: +1, +2 ó +3 respectivamente. Estos elementos están ubicados después de un gas noble por no más de tres elementos y de forma predecible forman iones con las cargas antes mencionadas.
  3. El número de oxidación del elemento más electronegativo puede ser fijado como -1 si esta en el grupo 17/VIIA o -2 si esta en el grupo 16/VIA.
  4. El número de oxidación del elemento que reste es llamado x. El número de oxidación de cada elemento es multiplicado por el número de átomos de cada elemento presente y es sumado como se idica en el paso 1. Finalmente, la ecuación resultante se resuelve para x.

Ejemplo:

Calcular los números de oxidación de cada elemento en el ion H2IO6³-. La suma de todos los números de oxidación en el ion deben ser igual la carga del ion, -3. Primero, se asigna el estado de oxidación del átomo menos electronegativo, H, como +a- Entonces se asigna el estado de oxidación de O, -2, y se asigna al I el número de oxidación x. Considerando esto y el número de átomos de cada tipo presentes, se tiene que

2(+1) + x +6(-2) = -3

Se resuelve la ecuación para x, dando como resultado que el número de oxidación de I debe ser de +7.

Periodicidad de los estados de oxidación.

Números de oxidación comunes para compuestos de los elementos principales del bloque S y P, en la tabla periódica.

Números de oxidación comunes para compuestos de los elementos principales del bloque S y P, en la tabla periódica.

Existen algunos patrones sobre los estados de oxidación de los elementos en los bloques S y P; de hecho,  es una de las tendencias periódicas  más sistemáticas. Los números de oxidación de los compuestos más comunes muestran un incremento positivo de izquierda a derecha de la tabla periódica. El número de oxidación máximo de un átomo es igual al número de electrones en su conjunto de orbitales más externos. Por ejemplo, Al, con una configuración electrónica de [Ne]3s²3p¹, tiene un número de oxidación +3. Lo electrones en capas internas no son consideradas para el cálculo de el estado de oxidación de los elementos en el bloque S y P. Por lo tanto, el número de oxidación máximo para Bromuro, el cual tiene una configuración electrónica de [Ar]4s²3d104p5, es +7, este valor se obtiene de la suma de los electrones en los orbitales 4s y 4p.

Muchos de los no metales y semimetales exhiben más de un estado de oxidación. Por ejemplo en diferentes compuestos, el N, asume estados de oxidación entre -3 y +5. Los estados de oxidación comunes de no metales, sin embargo, tienden a decrecer e unidades de dos. Este patrón puede ser visto en lo números de oxidación de Cl, para varios oxianiones:

Números de oxidación de Cl en oxianiones comunes.
Ion Estado de oxidación.
ClO- +1
ClO2- +3
ClO3- +5
ClO4- +7
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