3b Numero De Oxidacion Y Nomenclatura

NÚMERO DE OXIDACIÓN Lic. Lidia Iñigo

Las reglas para los números de oxidación pueden deducirse si se tiene en cuenta lo dicho con respecto a que los elementos, al unirse, pierden, ganan o comparten electrones para llegar a una estructura más estable. Los números de oxidación son consecuencia de esto. En los compuestos iónicos, si el ión es monoatómico, el número de oxidación coincide con su carga eléctrica, esto se da en los metales (Na +, Ca2+, Fe3+, etc.) o en los aniones no oxigenados (Cl–, S2–, etc.). Pero no se debe confundir número de oxidación con carga eléctrica, en los iones poliatómicos la carga del ión es una cosa y los números de oxidación de cada elemento en el ión, otra. Por ejemplo, en el ión NO3– el número de oxidación del nitrógeno es +5, el del oxígeno es −2 y la carga eléctrica es −1. En un compuesto covalente el número de oxidación se define como la carga que le quedaría a ese elemento si los electrones de esa unión covalente se asignaran al más electronegativo de los elementos. Teniendo en cuenta esto el elemento más electronegativo tendrá el número de oxidación negativo y el menos electronegativo el número de oxidación positivo.

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¿Por qué las sustancias simples tendrán número de oxidación cero?

¿Por qué el hidrógeno tiene número de oxidación +1 cuando se combina con no metales y −1 cuando se une a metales en compuestos binarios (hidruros)?

¿Por qué el oxígeno es siempre −2 salvo en las excepciones?

¿Por qué el grupo IA tiene como único número de oxidación el +1 y el grupo IIA como único número de oxidación +2?

¿Por qué el flúor tiene cómo único número de oxidación el −1?

En el caso de los halógenos, cuando se unen con un elemento menos electronegativo tendrán como número de oxidación el –1, como en el caso del flúor. Pero, excepto el flúor, cuando se unen con el oxígeno, como éste es más electronegativo tendrán números de oxidación positivos. Si recordás las fórmulas de Lewis en el caso de óxidos, oxoácidos y oxosales, recordarás que al hacer una unión covalente, los halógenos ya completan su octeto y la única manera de seguir uniéndolos a más átomos de oxígeno es por uniones dativas. Luego de hacer una unión

covalente simple, les quedan tres pares de electrones que pueden utilizar en uniones dativas con oxígenos. Si hacen sólo la unión covalente simple (por ejemplo HClO):

Ácido hipocloroso

tienen como número de oxidación +1, porque los electrones de dicha unión se asignan al oxígeno. Si utilizan un par electrónico en una unión dativa (por ejemplo HClO2):

Ácido cloroso

los electrones de dicha unión también se asignan al oxígeno, pero como los “puso” los dos el halógeno porque es una unión dativa, pierde los dos y tienen como número de oxidación +3. De la misma forma si utiliza dos pares en uniones dativas (por ejemplo HClO3):

Ácido clórico

tendrán número de oxidación +5 y si utiliza los tres (por ej. HClO4):

Ácido perclórico

tendrán número de oxidación +7. Por lo tanto, los números de oxidación más comunes del grupo VIIA son –1, +1, +3, +5 y +7.

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¿Podrías deducir los números de oxidación más comunes de los grupos VIA y VA?

Debés tener cuidado con estos tres grupos (VA, VIA y VIIA) porque en las tablas aparecen estos números de oxidación que son los más comunes y son los que vamos a usar en los compuestos que veamos en nomenclatura; pero también aparecen otros menos frecuentes. Si no conocés cuáles tenés que usar, sobre todo para las terminaciones en la nomenclatura tradicional, podés confundirte. En el grupo VA, +3 corresponde a la terminación OSO y +5 a la ICO. Y en el grupo VIA +4 corresponde a la terminación OSO y +6 a la ICO. Existen dos reglas que permiten sacar por diferencia el número de oxidación que tiene un determinado elemento en un compuesto dado, cuando ese elemento tiene más de un número de oxidación posible:

La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a cero si se trata de un compuesto neutro y si se trata de un ión debe ser igual a su carga neta. Con estas reglas pueden asignarse los números de oxidación en cualquier especie, tanto sea una sustancia neutra como un ión.

NOMENCLATURA

La nomenclatura tradicional se basa en distinguir los compuestos por terminaciones que indican el estado de oxidación del elemento correspondiente. Si el elemento tiene un solo estado de oxidación no se utiliza ninguna terminación y queda el nombre del elemento sin alterar. Cuando el elemento posee solamente dos estados de oxidación, se utiliza el sufijo OSO para el menor número de oxidación y el sufijo ICO para el mayor. En el caso de los halógenos que poseen cuatro estados de oxidación positivos (+1, +3, +5 y +7) se utilizan los prefijos HIPO y PER para distinguir el menor y el mayor respectivamente:

hipo ----- oso para el +1 ----- oso para el +3 ----- ico para el +5 per ----- ico para el +7

La nomenclatura moderna o IUPAC (sigla en inglés para la Unión internacional de Química Pura y Aplicada) distingue los distintos compuestos colocando en el nombre el estado de oxidación del elemento correspondiente en números romanos, este número se denomina numeral de Stock (Nº Stk). Si el elemento posee un solo estado de oxidación, no es necesario utilizar dicho numeral. Al escribir las fórmulas, es una convención general que el elemento menos electronegativo se escribe a la izquierda.

COMPUESTOS BINARIOS

HIDRUROS Se denomina genéricamente hidruros a los compuestos formados por el elemento hidrógeno y otro elemento que sea un metal. Los hidruros se nombran de la siguiente manera:

TRADICIONAL: hidruro metal OSO ICO IUPAC: hidruro de metal (Nº Stk)

EJEMPLO CaH2 FeH2 FeH3

TRADICIONAL hidruro de calcio hidruro ferroso hidruro férrico

IUPAC hidruro de calcio hidruro de hierro (II) hidruro de hierro (III)

HIDRÁCIDOS Se denomina genéricamente hidrácidos a los compuestos formados por el elemento hidrógeno y un no-metal de los grupos VIIA ó VIA. Se nombran de la siguiente manera:

TRADICIONAL: ácido no metal HÍDRICO IUPAC:

EJEMPLO H2S HCl

no metal URO de hidrógeno

TRADICIONAL ácido sulfhídrico ácido clorhídrico

IUPAC sulfuro de hidrógeno cloruro de hidrógeno

En el caso de la nomenclatura tradicional es costumbre nombrarlos como ácido cuando se encuentran en solución acuosa, porque tienen carácter ácido, pero cuando se encuentran en estado gaseoso el nombre coincide con la nomenclatura IUPAC. Se mantiene el nombre vulgar del agua (H2O) por tradición, y porque no tiene carácter ácido y no se podría nombrar como ácido. Los compuestos formados con los no metales del grupo VA no tienen carácter ácido y se siguen manteniendo los nombres tradicionales: amoníaco para NH3, fosfano o fosfina para PH3, y arsano o arsina para AsH3. En el grupo IVA el compuesto de hidrógeno con carbono, CH4, se considera un compuesto orgánico y se denomina metano; por analogía, el SiH 4 se nombra como silano. En el grupo IIIA el compuesto de boro con hidrógeno es B2H6 y se llama diborano.

ÓXIDOS Los compuestos formados por oxígeno y otro elemento se denominan en general óxidos, si el segundo elemento es un metal será un óxido básico y si se trata de un no-metal será un óxido ácido.

ÓXIDOS BÁSICOS

TRADICIONAL: óxido metal OSO ICO IUPAC: óxido de metal (Nº Stk)

EJEMPLO Na2O PbO PbO2

TRADICIONAL óxido de sodio óxido plumboso óxido plúmbico

IUPAC óxido de sodio óxido de plomo (II) óxido de plomo (IV)

ÓXIDOS ÁCIDOS

TRADICIONAL: óxido (hipo) no metal OSO (per) ICO IUPAC: óxido de no metal (Nº Stk)

EJEMPLO SO2 SO3 Cl2O I2O7

TRADICIONAL óxido sulfuroso óxido sulfúrico óxido hipocloroso óxido periódico

IUPAC óxido de azufre (IV) óxido de azufre (VI) óxido de cloro (I) óxido de iodo (VII)

En el caso del nitrógeno que forma óxidos con todos los estados de oxidación posibles (1,2,3,4 y 5) es más conveniente la nomenclatura IUPAC, o la de atomicidad.

Ejemplo: NO óxido de nitrógeno (II) o monóxido de nitrógeno N2O óxido de nitrógeno (I) u óxido de di nitrógeno

SALES BINARIAS Son las sales que provienen de los hidrácidos y están formadas por un metal y un no-metal distinto de oxígeno. Se nombran de la siguiente manera:

TRADICIONAL: no metal URO metal OSO ICO IUPAC: no metal URO de metal (Nº Stk)

EJEMPLO KCl SnI4 SnS

TRADICIONAL cloruro de potasio ioduro estánnico sulfuro estannoso

IUPAC cloruro de potasio ioduro de estaño (IV) sulfuro de estaño (II)

Para escribir la fórmula de cualquier compuesto binario (AxBy), se intercambian los números de oxidación de los elementos poniendo como atomicidad para A (x) el número de oxidación de B y como atomicidad para B (y) el número de oxidación de A. Salvo en algunos casos excepcionales como H2O2 (agua oxigenada), B2H6 ó Hg2Cl2; si los subíndices se pueden simplificar, hay que simplificarlos porque las fórmulas corresponden a las fórmulas empíricas.

COMPUESTOS TERNARIOS

HIDRÓXIDOS Los hidróxidos son compuestos iónicos donde los cationes provienen de un metal y los aniones son los iones hidróxido (OH−).

Responden a la fórmula general Me (OH)n y se nombran de la siguiente manera:

TRADICIONAL: hidróxido metal OSO ICO IUPAC: hidróxido de metal (Nº Stk)

EJEMPLO NaOH Ni(OH)2 Ni(OH)3

TRADICIONAL hidróxido de sodio hidróxido niqueloso hidróxido niquélico

IUPAC hidróxido de sodio hidróxido de níquel (II) hidróxido de níquel (III)

Escribir la fórmula a partir del nombre es muy sencillo ya que como el ión hidróxido tiene una sola carga negativa, la fórmula tendrá tantos iones hidróxido como cargas positivas (número de oxidación) tenga el metal.

OXOÁCIDOS Son los ácidos que tienen oxígeno. Se denominan ácidos porque en solución acuosa se ionizan perdiendo sus hidrógenos como protones y quedando un anión oxigenado con tantas cargas negativas como hidrógenos se disociaron. Responden en general a la fórmula H a NoMe Ob, en la que el no-metal se encuentra en el centro y salvo excepciones tiene atomicidad uno.

TRADICIONAL:

ácido (hipo) no metal OSO (per) ICO

IUPAC: no metal ATO (Nº Stk) de hidrógeno

EJEMPLO H2SO3 H2SO4 HBrO

TRADICIONAL ácido sulfuroso ácido sulfúrico ácido hipobromoso

IUPAC sulfato (IV) de hidrógeno sulfato (VI) de hidrógeno bromato (I) de hidrógeno

Para escribir la fórmula a partir del nombre, como el oxígeno tiene número de oxidación −2, si el no-metal tiene número de oxidación impar el ácido tendrá un solo hidrógeno, y si tiene número de oxidación par el ácido tendrá dos hidrógenos. Si tenemos en cuenta la regla de la suma de los números de oxidación, vemos que el: nro. de oxígenos = nro. de oxidación del no met. + nro. de hidrógenos 2

En ciertos casos se forma más de un ácido con el mismo número de oxidación del nometal. Esto es consecuencia de que el óxido ácido reacciona con diferente cantidad de moléculas de agua para formar distintos ácidos. Para poder diferenciarlos se utilizan los prefijos orto, meta y piro; tanto en la nomenclatura tradicional como en la IUPAC. Esto sucede para el fósforo y el arsénico (números de oxidación 3 y 5); para el silicio (4), aunque en este caso existen sólo las sales y para el boro (3), aunque no existe el ácido pirobórico, pero sí sus sales.

EJEMPLO HPO3 H3PO4 H4P2O7

TRADICIONAL ác. metafosfórico ác. ortofosfórico ác. pirofosfórico

IUPAC metafosfato (V) de hidrógeno ortofosfato (V) de hidrógeno pirofosfato (V) de hidrógeno

Un “truquito” para escribir en forma rápida la fórmula de estos ácidos es: la fórmula que se escribe por la regla general para cualquier ácido es el meta Si a esa fórmula se le suman dos hidrógenos y un oxígeno (H2O), se obtiene la fórmula del orto y si se suman las dos fórmulas anteriores queda la fórmula del piro.

OXOSALES Las sales son compuestos iónicos que provienen de la neutralización de un ácido con una base (hidróxidos y amoníaco o sus derivados orgánicos las aminas).

Ácido + hidróxido

sal + H2O

Del ácido queda el anión y del hidróxido queda el catión del metal correspondiente, por lo tanto, su fórmula genérica será Mex (NoMe Oa)y. En la nomenclatura tradicional cuando el nombre del ácido termina en OSO, la sal correspondiente se nombra como ITO, y cuando el nombre del ácido termina en ICO, la sal correspondiente se nombra como ATO. Una reglita mnemotécnica para acordarse es “pico de pato y oso chiquito”.

TRADICIONAL: (hipo) no metal ITO metal OSO (per) ATO ICO IUPAC: no metal ATO (Nº Stk) de metal (Nº Stk)

EJEMPLO CuSO4 Ba(ClO4)2 Co(NO2)2 Fe2(SO4)3

TRADICIONAL sulfato cúprico perclorato de bario nitrito cobaltoso sulfato férrico

IUPAC sulfato (VI) de cobre (II) clorato (VII) de bario nitratro (III) de cobalto (II) sulfato (VI) de hierro (III)

Para escribir la fórmula a partir del nombre conviene recordar que el anión tendrá tantas cargas negativas como hidrógenos tenía el ácido del cual proviene, y que las cargas positivas del catión están dadas por su número de oxidación. Una vez reconocidos los iones correspondientes, como todos los compuestos deben ser neutros, deberán tener la misma cantidad de cargas positivas que negativas por, lo tanto, se intercambian las cargas de los iones y se simplifica en el caso que sea necesario. Ejemplo: sulfato plúmbico La terminación ato indica que el azufre posee el mayor número de oxidación (+6) y la terminación ico indica lo mismo para el plomo (+4). Recordando que el anión vendrá del ácido sulfúrico, que tiene dos hidrógenos, tendrá, por lo tanto dos cargas negativas. Los iones que forman la sal serán por lo tanto SO4= y Pb4+. Si intercambiamos las cargas, quedaría Pb2(SO4)4, pero se debe simplificar y la fórmula del sulfato plúmbico es Pb(SO4)2 porque corresponde, como en todo compuesto iónico, a la fórmula empírica.

SALES ÁCIDAS En los ácidos con más de un hidrógeno, éstos se disocian en forma secuencial, por lo tanto, se pueden formar iones en los cuales quedan uno o más hidrógenos. Las sales formadas por estos iones se denominan sales ácidas. Por ejemplo, del ácido sulfhídrico se forman:

S2− el ión sulfuro si se disocian los dos hidrógenos H 2S

HS− el ión sulfuro ácido si se disocia un solo hidrógeno

SALES ÁCIDAS DE HIDRÁCIDOS Sólo se dan en el caso de hidrácidos de los elementos del grupo VI A (S, Se) y se nombran de la siguiente manera:

TRADICIONAL: no metal URO ácido metal OSO ICO IUPAC: hidrógeno no metal URO de metal (Nº Stk)

EJEMPLO NaHS Cu(HS)2

TRADICIONAL sulfuro ácido de sodio sulfuro ácido cúprico

IUPAC hidrógeno sulfuro de sodio hidrógeno sulfuro de cobre (II)

COMPUESTOS CUATERNARIOS SALES ÁCIDAS DE OXOÁCIDOS

Se nombran de la siguiente manera:

TRADICIONAL: no metal ITO (di) ácido metal OSO ATO ICO ó bi no metal ITO metal OSO ATO ICO IUPAC: (di) hidrógeno no metal ATO (Nº Stk) de metal (Nº Stk)

EJEMPLO NaHCO3 Ca(HSO4) KH2PO4

TRADICIONAL carbonato ácido de sodio bicarbonato de sodio sulfato ácido de calcio bisulfato de calcio ortofosfato diácido de potasio

IUPAC hidrógeno carbonato de sodio hidrógeno sulfato (VI) de calcio dihidrógeno ortofosfato (V) de potasio

IONES CON NOMBRES NO SISTEMÁTICOS Existen iones cuyos nombres no entran dentro de la sistematización dada, en muchos casos se trata de un metal de transición que está formando parte del anión como si fuera un no-metal. Entre ellos se deben conocer los siguientes:

EJEMPLO NH4+ Hg22+ CN− MnO42− MnO4− CrO42− Cr2O72−

TRADICIONAL amonio mercurioso cianuro manganato permanganato cromato dicromato

IUPAC amonio mercurio (I) cianuro manganato (VI) manganato (VII) cromato (VI) dicromato (VI)

Estos iones forman sales como cualquiera de los anteriores y para escribir la fórmula se procede de la misma manera.

EJEMPLO NaCN K2Cr2O7 (NH4)2SO3

TRADICIONAL cianuro de sodio dicromato de potasio sulfito de amonio

IUPAC cianuro sodio dicromato (VI) de potasio sulfato (IV) de amonio

Respuestas 1 Porque los átomos que están unidos son del mismo elemento y, por lo tanto, tienen la misma electronegatividad, con lo cual los electrones no pueden asignarse a ninguno de dichos átomos.

2 Porque el hidrógeno tiene una electronegatividad intermedia. Es el menos electronegativo de todos los no metales, por lo tanto, con ellos tendrá el número de oxidación positivo; pero es más electronegativo que todos los metales y, por lo tanto, con ellos tendrá el número de oxidación negativo.

3 Porque es muy electronegativo, el único elemento más electronegativo que él es el flúor, cuando se une con el flúor en el óxido de flúor (OF2), es una de las excepciones (+2). Otra excepción es en los peróxidos como en el caso del agua oxigenada (H2O2):

En estos casos existe una unión covalente entre dos átomos de oxígeno, ya sea que estén unidos luego en forma covalente (H2O2) o formen el ión peróxido (O22−) para unirse mediante unión iónica a metales como en el caso de Na2O2.

ión peróxido En esa unión no se puede asignar los electrones a ninguno de los dos oxígenos, por lo tanto, en los peróxidos el oxígeno tiene número de oxidación –1.

4 Porque son metales con alto carácter metálico (mucha tendencia a ceder electrones) y, por lo tanto, siempre se van a unir perdiendo electrones. El grupo I A pierde un solo electrón porque de esa manera llega a la configuración electrónica del gas noble anterior, no puede perder más porque no llegaría a una configuración estable. El grupo IIA pierde dos por la misma razón. Si pierde uno, se quedaría con la configuración electrónica de metal alcalino y no de gas noble, por eso pierde los dos.

5 Porque es el elemento más electronegativo, no hay ningún elemento más electronegativo, por lo tanto, no puede tener números de oxidación positivos. Además, como está en el grupo VII A, para llegar a la estructura de gas noble gana (en caso de unión iónica) o comparte (covalente) un solo electrón.

6 En el grupo VIA, del azufre para abajo sucede lo mismo que con los halógenos, al unirse al oxígeno tienen número de oxidación positivo. Le quedan dos pares de electrones para utilizar en uniones dativas, si utilizan uno tendrán número de oxidación +4 y si utilizan los dos tendrán número de oxidación +6. Por lo tanto, para este grupo los números de oxidación más comunes serán –2, +4 y +6. En el grupo VA, queda un solo par electrónico para uniones dativas. Por lo tanto, los números de oxidación más comunes serán –3, +3 y +5.