Propiedades De La Materia

El estado de la materia o número de oxidación se define como la suma de cargas eléctricas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo. El estado de oxidación es una aproximación: la mecánica cuántica, teoría aceptada en la actualidad para describir las propiedades de partículas muy pequeñas, impide adjudicar los electrones a un átomo o a otro en una molécula. En cambio, se considera que los electrones están compartidos por todos los átomos de la misma. Aún así, el concepto de estado de oxidación resulta útil para estudiar procesos de oxidación y reducción (procesos rédox), por ejemplo...

Los protones de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la carga negativa de los electrones; si el número de protones y de electrones es el mismo el átomo es eléctricamente neutro.

Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se obtiene un ion con carga positiva (catión), A+, y se dice que es un ion monopositivo; su estado de oxidación es de 1+. En cambio, si el átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ion mononegativo(anión), A-. El átomo puede ceder un mayor número de electrones obteniéndose iones dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede aceptarlos, dando iones de distintas cargas.

Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante números romanos entre paréntesis después del elemento de interés. Por ejemplo, un ion de hierro con un estado de oxidación +3, Fe+3, se escribiría de la siguiente forma: hierro (III). El óxido de manganeso con el manganeso presentando un estado de oxidación de +7, MnO4-, se nombra como "óxido de manganeso (VII)"; de esta forma se puede diferenciar de otros óxidos. En estos casos no es necesario indicar si la carga del ion es positiva o negativa.

En la fórmula química, el estado de oxidación de los iones se indica mediante un superíndice después del símbolo del elemento, como ya se ha visto en Fe+3, o por ejemplo, en el oxígeno (II), O-2. No se indica el estado de oxidación en el caso de que sea neutro.

La fórmula siguiente muestra a la molécula de yodo, I2, aceptando dos electrones, de forma que pasa a presentar un estado de oxidación de 1-:

I2 + 2e- 2I-

Cuando se escriben reacciones químicas, las siguientes reglas permiten obtener el estado de oxidación que presenta cada elemento:

• Entre átomos distintos que comparten un electrón, se considera que el átomo de mayor electronegatividad tiene ese electrón y el otro lo cede.

• Si los átomos son iguales, se considera que lo comparten.

A veces no es obvio en qué estados de oxidación están los iones de una molécula. Por ejemplo, en Cr(OH)3, no se indica ningún estado de oxidación, pero hay un enlace iónico. Hay varias reglas para determinar el estado de oxidación de cada ion:

• El estado de oxidación de átomos neutros es igual a cero.

• En las moléculas formadas por átomos del mismo elemento (por ej. Cl2) el número de oxidación es cero.

• En las moléculas neutras, la suma de los estados de oxidación resulta cero.

• En las moléculas cargadas (iones poliatómicos), la suma de los estados de oxidación coincide con la carga total de la molécula.

• El flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 (se trata del elemento más electronegativo).

• El oxígeno suele tener un estado de oxidación de -2, excepto en varios casos:

o En el caso de que haya flúor, que tendrá estado de oxidación -1.

o Cuando hay enlaces entre dos átomos de oxígeno; un oxígeno neutraliza la carga del otro.

o En peróxidos, por ejemplo, el agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), H2O2, en donde tenemos O2-2, por lo que se considera que el átomo de oxígeno tiene un estado de oxidación de 1-.

o En superóxidos; -1/2.

• Los iones del grupo 1 tienen un estado de oxidación de +1 en sus compuestos.

• Los iones del grupo 2 tienen un estado de oxidación de +2 en sus compuestos.

• Los halógenos tienen normalmente un estado de oxidación de -1 (salvo cuando están con otros átomos tan electronegativos como ellos, como el oxígeno u otros halógenos).

• El hidrógeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando forma hidruros metálicos.

Por ejemplo, en el compuesto Cr(OH)3, el oxígeno tiene el estado de oxidación -2 y el hidrógeno +1. Por lo tanto, el grupo hidróxido tiene una carga negativa (- 2 + 1 = - 1), por lo que se escribe, si no forma un compuesto, como OH-. Hay tres hidróxidos, por lo que son tres cargas negativas las que neutraliza el ion de cromo, es decir, que se trata de un ion tripositivo, Cr+3.

En el caso de una molécula, el estado de oxidación de cada átomo compara la cantidad de electrones en sus cercanías con la cantidad de electrones que tenía el átomo neutro. En el ejemplo visto antes del MnO4-, el manganeso se considera en el estado de oxidación +7 porque se le adjudican 7 electrones menos de los que tiene el átomo neutro (se dice que ha cedido esos siete electrones). Cada átomo de oxígeno tiene estado de oxidación 2-, lo que indica que se le adjudican dos electrones más de los que tiene el átomo neutro. La suma da -1, que, efectivamente, es la carga de la molécula.

Los sistemas tienden a alcanzar el estado más estable posible minimizando su energía. De todos los elementos químicos conocidos, los gases nobles son los más estables y ello es debido a que tienen 8 electrones en la última capa (excepto el He que tiene 2).

Los elementos tienden a estabilizarse adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano (regla del octeto) y para ello ganan, pierden o comparten electrones.

El número de oxidación de un elemento es precisamente el número de electrones que tiende a ganar o perder. Aunque la opción más probable para conseguir el octeto es la más simple, no hay que descartar que puedan darse otras opciones de estabilización.

Veamos algunos casos:

• Los elementos del grupo 1 (configuración final ns1)tienen número de oxidación +1 porque tienden a perder el último electrón.

• Los metales alcalinotérreos (configuración final ns2) tienden aperder los dos electrones de valencia por lo que su número de oxidación es +2.

• Los elementos del grupo 13 (configuración final ns2np1) como el Al tienden a perder sus tres electrones externos por lo que tienen número de oxidación +3, aunque los elementos del grupo com mayor masa atómica como el In y el Tl también pueden perder un electrón y presentar número de oxidación +1.

• En el caso del grupo 14 (configuración final ns2np2), el carbono presenta números de oxidación +2 y +4, siendo +4 el más frecuente; sin embargo los elementos Sn y Pb presentan preferentemente número de oxidación +2.

• El grupo 15 (configuración final ns2np3) es algo más complicado. Por un lado tienden a ganar 3 electrones para completar el octeto y por tanto presentan número de oxidación -3 pero también pueden perder esos 5 electrones finales y adquirir el número de oxidación +5.

• Los elementos del grupo 17 (configuración final ns2np5) tienden a ganar 1 electrón por lo que su número de oxidación fundamental es -1, aunque pueden presentar otros como +1, +3, +5 y +7, con más facilidad cuanto mayor número atómico tienen.

• Los gases nobles (configuración final ns2 para el He y ns2np6 para el resto) no tienen tendencia ni a ganar electrones por lo que su número de oxidación es 0.

• Para los metales de transición la situación es mucho más compleja debido a la existencia de los orbitales d internos. Por ejemplo el Mn ([Ar]3d54s2) puede presentar números de oxidación +2, +3, +4, +6 y +7.

De acuerdo con los elementos que los forman, los compuestos químicos inorgánico se clasifican por grupos que poseen la misma característica y comportamiento. Estos grupos, llamados también funciones, están estructurados de la siguiente manera:

• Óxidos básicos

• Óxidos ácidos o anhídridos

• Hidruros

• Ácidos

• Sales

Óxidos básicos: Estos compuestos están formados por la unión de un metal y oxígeno; se encuentran comúnmente e la naturaleza, ya que se obtienen cuando un metal se pone en contacto con el oxigeno del medio ambiente, y que con el paso del tiempo se va formando óxido del metal correspondiente. Pueden prepararse industrialmente mediante la oxidación de los metales. Ejemplos: óxido de calcio, óxido plúmbico:

Metal + Oxígeno  Óxido básico

2Ca2 + O2 (2-)  2CaO (Óxido de Calcio)

Pb4 + O2 (2-)  PbO2 (Óxido Plúmbico)

En este caso, el calcio tiene el mismo número de oxidación que el oxigeno, 2+ y 2- respectivamente; por lo tanto, su relación es 1 a 1. Por otra parte, la molécula de todos los metales es monoatómica y la del oxigeno es diatómica; en consecuencia, se requieren dos moléculas de calcio para reaccionar con la del oxigeno y formar dos moléculas e óxido de calcio. El numero de oxidación del plomo es 4+, mientras que el de cada oxigeno es 2-; por lo tanto la relación es de un átomo de plomo por dos de oxigeno (1 a 2).

Óxidos ácidos o Anhídridos: Se forman al hacer reaccionar el oxígeno con elementos no metálicos. Como interviene el oxigeno en su formación, son también conocidos como óxidos, pero para diferenciar un óxido básico de un óxido ácido, a estos últimos se les nombra anhídridos. Ejemplos: anhídrido carbónico (oxido de carbono), anhídrido hipocloroso.

No Metal + Oxigeno  Óxido ácido

C4+ + O2 (2-)  CO2 (anhídrido carbónico)

2Cl2 (1+) + O2 (2-)  Cl2O (anhídrido hipocloroso)

El oxigeno y el cloro son moléculas diatómicas, es decir, formadas por dos átomos. Cada átomo de oxígeno tiene como numero de oxidación 2- y cada átomo de cloro 1+; en consecuencia, se necesitan dos átomos de cloro para unirse a un átomo de oxígeno; o bien, cuatro átomos de cloro por dos de oxígeno para formar dos moléculas de anhídrido hipocloroso.

Hidruros: Son compuestos formados de la unión del hidrogeno con elementos metálicos como el hidruro de estroncio, etc. La formación de los hidruros es el único caso en que el hidrogeno trabaja con valencia negativa. Ejemplos: hidruro de sodio, hidruro cúprico.

Metal + Hidrógeno  Hidruro

2Na1+ + H2 (1-)  2NaH (hidruro de sodio)

Cu2+ + H2 (1-)  CuH2 (hidruro cúprico)

Hidróxidos: Se caracterizan por llevar en su molécula el radical (OH-) llamado radical oxhidrilo o hidroxilo. Se forman al agregar agua a un óxido metálico. Ejemplos: hidróxido de calcio, hidróxido plúmbico:

Metal + Agua  Hidróxido

CaO + H2O  Ca(OH-) (hidróxido de calcio)

PbO2 + 2H2O  Pb(OH)4 (hidróxido plúmbico)

Ácidos: Tienen la característica de que sus moléculas inician siempre con el hidrógeno. Pueden ser:

• Hidrácidos: Se forman con el hidrógeno y un no metal. Ej.: ácido bromhídrico, ácido clorhídrico.

• Oxiácidos: Son aquellos que llevan oxígeno en su molécula además del hidrógeno y el no metal. Ej.: ácido sulfúrico, ácido nítrico.

Sales: Son compuestos que provienen de la sustitución de los hidrógenos de los ácidos por un metal, cuando reacciona un ácido con un hidróxido; por lo tanto, de los hidrácidos resultan las sales haloideas o binarias, las cuales quedan formadas por un metal y un no metal. Ej.: cloruro de sodio, sulfuro de plata:

Hidrácido + Hidróxido  Sal haloidea o binaria + Agua

De los oxiácidos pueden formarse tres tipos de sales: oxisales neutras, ácidas y complejas.

• Oxisales neutras: Se forman cuando se sustituyen totalmente los hidrógenos del ácido. Ej.: nitrato de sodio, sulfato de potasio.

• Oxisales ácidas: Se obtienen cuando la sustitución de los hidrógenos es parcial.

• Oxisales complejas: Resultan de la sustitución de los hidrógenos del ácido por dos o tres metales diferentes. Ej.: fosfato de calcio y potasio.

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