Número de oxidación

¿Para qué sirve esto?

El hierro se combina con el oxígeno de dos maneras distintas: en un compuesto hay un átomo de hierro por cada átomo de oxígeno (FeO) y en otro hay dos de hierro por cada tres de oxígeno (Fe₂O₃). Son sustancias diferentes y necesitan nombres diferentes. La diferencia está en cuántos electrones «pone en juego» el hierro en cada caso, y eso se mide con el número de oxidación.

En esta unidad vas a nombrar óxidos, hidróxidos, ácidos y sales con las reglas de la IUPAC, la organización internacional que fija el idioma común de la química. Casi todos esos nombres dependen del número de oxidación, así que esta lección es la llave de las tres siguientes. Más adelante, en las reacciones de óxido-reducción, lo vas a usar otra vez para saber qué átomo gana electrones y cuál los pierde.

Antes de empezar necesitas recordar qué son los electrones de valencia, qué diferencia hay entre un enlace iónico y uno covalente, y que el átomo más electronegativo de un enlace atrae con más fuerza los electrones compartidos.

Una cuenta de electrones

En el cloruro de sodio, NaCl, el sodio le entrega de verdad un electrón al cloro: hay iones Na⁺ y Cl⁻. Pero en el agua nadie entrega nada: el oxígeno y los hidrógenos comparten electrones, aunque el oxígeno, que es más electronegativo, los atrae más. ¿Cómo comparar las dos situaciones con una misma regla?

La química usa un acuerdo: se hace de cuenta que cada enlace es iónico y que sus electrones se van enteros al átomo más electronegativo. La carga que le quedaría a cada átomo con esa suposición es su número de oxidación. En el agua, al oxígeno se le asignan los electrones de sus dos enlaces y queda con −2; cada hidrógeno queda con +1.

Fíjate en la palabra asignan. En un compuesto covalente como el agua, el número de oxidación no es la carga real del átomo: el oxígeno del agua no tiene dos electrones completos de más, solo una parte de carga negativa. El número de oxidación es una contabilidad, muy útil, pero no una medida. Solo en un ion monoatómico, como el Na⁺ o el Cl⁻, coincide con la carga.

Se escribe con el signo delante (+1, −2) para no confundirlo con la carga de un ion, que se escribe con el signo detrás (Fe³⁺). En las opciones y en las respuestas de esta lección, los números positivos aparecen sin el signo +: un «4» quiere decir +4.

Las reglas de asignación

No hace falta dibujar los enlaces cada vez. Basta con estas reglas, que se aplican en este orden de prioridad:

1. Un elemento sin combinar tiene número de oxidación 0: el Na metálico, el Fe, el O₂, el Cl₂. Si todos los átomos son iguales, nadie atrae más que nadie.
2. Un ion monoatómico tiene un número de oxidación igual a su carga: Na⁺ tiene +1, Cl⁻ tiene −1, Fe³⁺ tiene +3.
3. El flúor, el elemento más electronegativo, tiene −1 en todos sus compuestos.
4. Los metales del grupo 1 (Li, Na, K) tienen +1 y los del grupo 2 (Mg, Ca, Ba), +2. El aluminio tiene +3.
5. El hidrógeno tiene +1 cuando se une a un no metal (H₂O, HCl) y −1 cuando se une a un metal, en los hidruros metálicos (NaH, CaH₂).
6. El oxígeno tiene −2 casi siempre. Las excepciones son los peróxidos, como el H₂O₂, donde tiene −1, y el OF₂, donde el flúor lo obliga a tener +2.
7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos da 0 en un compuesto neutro y da la carga del ion en un ion poliatómico.

La regla de la suma: el número que falta

La regla 7 es la más poderosa, porque deja calcular el número de oxidación de un elemento que no está en la lista (el azufre, el nitrógeno, el cloro, el manganeso). El procedimiento siempre es el mismo:

• Cuenta cuántos átomos hay de cada elemento. El subíndice se aplica al elemento que lo lleva, y el subíndice de un paréntesis multiplica todo lo de adentro.
• Asigna los números conocidos (H, O, metales de los grupos 1 y 2).
• Llama $x$ al número desconocido y escribe la suma, multiplicando cada número por la cantidad de átomos.
• Iguala a cero (compuesto) o a la carga (ion), y despeja.

Un error muy común es olvidar multiplicar por la cantidad de átomos: en el H₂SO₄ hay cuatro oxígenos, y cada uno aporta −2.

Un mismo elemento puede tener números de oxidación distintos en compuestos distintos. El azufre, por ejemplo, tiene −2 en el H₂S y valores positivos en sus compuestos con oxígeno; el cloro tiene −1 en el HCl y valores positivos en el HClO. Por eso no se memoriza «el número del azufre»: se calcula en cada fórmula. Esos valores distintos son justamente los que distinguen los nombres de la nomenclatura de stock, como hierro(II) y hierro(III), que verás en la próxima lección.

En resumen

• El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si los electrones de cada enlace fueran enteros para el átomo más electronegativo.

• En un compuesto covalente el número de oxidación no es la carga real del átomo; solo coincide con la carga en un ion monoatómico.

• Un elemento sin combinar tiene 0; el hidrógeno tiene +1 con no metales y −1 en los hidruros metálicos; el oxígeno tiene −2 salvo en los peróxidos (−1) y en el OF₂.

• La suma de los números de oxidación da 0 en un compuesto neutro y la carga del ion en un ion poliatómico; así se calcula el número que falta.

• Un mismo elemento puede tener números de oxidación distintos en compuestos distintos, y por eso se calcula en cada fórmula.

Vocabulario

Número de oxidación

Número entero, con signo, que se le asigna a cada átomo de una sustancia suponiendo que los electrones de cada enlace pertenecen por completo al átomo más electronegativo.

Ion poliatómico

Grupo de átomos unidos por enlaces covalentes que, en conjunto, tiene una carga eléctrica; por ejemplo, el ion sulfato, SO₄²⁻.

Peróxido

Compuesto con dos oxígenos unidos entre sí; en él cada oxígeno tiene número de oxidación −1, como en el H₂O₂.

Hidruro metálico

Compuesto de un metal con hidrógeno, como el NaH; en él el hidrógeno tiene número de oxidación −1.