thumb|Enlace iónico. Un átomo dona electrones a otra especie, y al tener cargas opuestas se atraen mutuamente.

En química, el estado de oxidación (EO) es un indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química (por ejemplo un ión). Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces con elementos distintos fueran 100% iónicos.

El EO es representado por números, los cuales pueden ser positivos, negativos o cero. En algunos casos, el estado de oxidación promedio de un elemento es una fracción, tal como +8/3 para el hierro en la magnetita (Fe3O4). El mayor EO conocido es +8 para los tetraóxidos de rutenio, xenón, osmio, iridio, hasio y algunos compuestos complejos de plutonio, mientras que el menor EO conocido es -4 para algunos elementos del grupo del carbono (elementos del grupo 14).

Según la normativa de la IUPAC se debe escribir como superíndice del símbolo del elemento químico, indicando primero el número y seguido del signo. Por ejemplo Al3+

La oxidación se da cuando un elemento o compuesto pierde uno o más electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida (pierde electrones), otra sustancia recibe o capta dichos electrones reduciéndose. Este es el mecanismo básico que promueve las reacciones de óxido-reducción o redox.

thumb|En un enlace covalente apolar ambos átomos comparten el par de electrones para cumplir la regla del octeto, no obstante, el de mayor electronegatividad —en este caso el carbono— los atrae más fuertemente y se recibe una carga parcial negativa (δ-); por el contrario, el otro átomo —el hidrógeno— está más alejado del par de electrones y se carga parcialmente de forma positiva (δ+). El EO busca cuantificar y explicar esta interacción: el carbono tiene un EO de -4 y cada hidrógeno +1 y al sumarlos da la carga de la molécula (0).

Un átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica igual a la de los gases nobles, los cuales son muy estables químicamente (sus átomos no forman enlaces químicos casi con nadie, ni siquiera con ellos mismos). Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este tiende a tener 2 electrones, lo cual le proporcionaría la misma configuración electrónica que la del helio.

Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiende a tener un número de oxidación de 3-, cuando adquiera esos 3 electrones. Por otro lado, cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiende a tener un número de oxidación de 3+, cuando ceda esos 3 electrones. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo electrones (formando compuestos covalentes, por ejemplo en moléculas como el agua) o cediendo y adquiriendo electrones (formando compuestos iónicos como por ejemplo en los cristales de cloruro de sodio).

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que pueden adquirir al participar en una reacción química:

Metales. No metales. Gases nobles.

Existen elementos metálicos que, dependiendo de las condiciones a que sean sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A estos elementos se les denomina semimetales o metaloides.

Los elementos metálicos (los cuales tienden a ceder electrones) cuando forman compuestos tienen normalmente estados de oxidación positivos. Los elementos no metálicos y semimetálicos, en cambio, pueden tener estados de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.

Definición de la IUPAC

La IUPAC ha publicado una "Definición comprensiva del término estado de oxidación (Recomendaciones IUPAC 2016)" (Comprehensive definition of oxidation state (IUPAC Recommendations 2016)). Es una síntesis de un informe técnico de la IUPAC "Hacia una definición comprensiva del estado de oxidación" ("Toward a comprehensive definition of oxidation state") de 2014. La definición actual de estado de oxidación del Gold Book (Libro de Oro) de la IUPAC es:

Estado de oxidación de un átomo es la carga de este átomo después de la aproximación iónica de sus enlaces heteronucleares....- IUPAC

y el término número de oxidación es casi sinónimo.

El principio subyacente es que la carga iónica es "el estado de oxidación de un átomo, después de la aproximación iónica de sus enlaces", donde aproximación iónica significa, hipotetizando, que todos los enlaces son iónicos. Se consideraron varios criterios para la aproximación iónica:

Extrapolación de la polaridad del enlace; a partir de la diferencia de electronegatividad del momento dipolar, y de los cálculos cuántico-químicos de las cargas. Asignación de electrones según la contribución del átomo al orbital molecular (MO) de enlaceHooydonk, G. (1974). O n an Ionic Approximation to Chemical Bonding, Zeitschrift für Naturforschung A, 29(5), 763-767. doi: https://doi.org/10.1515/zna-1974-0517 / la lealtad del electrón en un modelo Combinación Lineal de Orbitales Atómicos-Orbital molecular (Linear combination of atomic orbitals LCAO-MO)

En un enlace entre dos elementos diferentes, los electrones del enlace se asignan a su principal contribuyente atómico/mayor electronegatividad; en un enlace entre dos átomos del mismo elemento, los electrones se dividen a partes iguales. Esto se debe a que la mayoría de las escalas de electronegatividad dependen del estado de enlace del átomo, lo que hace que la asignación del estado de oxidación sea un argumento un tanto circular. Por ejemplo, algunas escalas pueden dar como resultado estados de oxidación inusuales, como -6 para el platino en PtH2-4, para las escalas de Pauling y Mulliken.Pure and Applied Chemistry (2014), 86(6), 1017–1081 CODEN: PACHAS; ISSN 0033-4545. English. Los momentos dipolares, a veces, también darían como resultado números de oxidación anormales, como en el CO y el NO, que están orientados con su extremo positivo hacia el oxígeno. Por lo tanto, esto deja la contribución del átomo a la MO de enlace, la energía atómico-orbital, y de los cálculos cuántico-químicos de las cargas, como los únicos criterios viables con valores convincentes para la aproximación iónica. Sin embargo, para una estimación sencilla de la aproximación iónica, podemos utilizar las electronegatividades de Allen, ya que sólo esa escala de electronegatividad es realmente independiente del estado de oxidación, ya que se relaciona con la energía media de los electrones de valencia del átomo libre según la tabla siguiente de electronegatividades de Allen.

Ejemplos

Cloruro de sodio 2Na0 + Cl02 → 2Na1+ + 2Cl1-

Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica.

El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro de sodio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio combinado es 1+, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro combinado es 1-, ya que acepta el electrón cedido por el sodio.

Óxido de aluminio Al0 + O02 → Al3+ + 2O2−

El oxígeno (O) está presente en forma diatómica (gas).

El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio (Al2O3). El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es 3+, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es 2−, ya que acepta hasta 2 electrones.

Los electrones cedidos y aceptados por los distintos elementos crean un problema con las cargas eléctricas. Por ejemplo, el aluminio cede tres electrones y el oxígeno solo acepta dos, por lo que sobra uno. De esto se concluye que en la reacción no interviene un solo átomo de oxígeno, por lo que se procede a balancear la ecuación, para que coincidan todos los electrones transferidos con las capacidades de cada elemento aceptor.

La ecuación balanceada queda así:

4Al0 + 3O02 → 4Al3+ + 6O2− → 2Al3+ + 3O2−

Con lo que se logra el balance perfecto para que se acomoden todos los electrones excedentes. Los elementos de un elemento libre o en estado basal tienen un número de oxidación igual a 0. Todos los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen generalmente estados de oxidación positivos. Los elementos no metálicos y semimetálicos pueden tener estados de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo. Para cualquier elemento el máximo estados de oxidación es el correspondiente al número de grupo. El mínimo estado de oxidación posible de un elemento es 4−, y lo tienen algunos de los elementos del grupo 4A. Los no metales tienen un estado de oxidación negativo único, que es igual al número de grupo menos 8. Los elementos de los grupos 1A y 2A poseen los estados de oxidación 1+ y 2+ respectivamente. El hidrógeno funciona con estado de oxidación 1+ generalmente, a excepción cuando forma hidruros metálicos en donde su estado de oxidación es 1−. El número de oxidación del O es 2−, cuando forma peróxidos, donde es 2−, y cuando forma superóxidos, donde es 1−. La suma de los estados de oxidación de todos los elementos de un compuesto es igual a su carga neta.

Reglas de los estados de oxidación El estado de oxidación de todos los elementos en estado libre, no combinados con otros, es de cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2). El estado de oxidación del H es de +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que es de -1 (p. ej., NaH, CaH2). El estado de oxidación del O es de -2, excepto en los peróxidos en los que es de -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el fluoruro de oxígeno (OF2), donde es de +2. El estado de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es positivo. En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo y todos los demás son positivos. La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto es cero. La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion.

Determinación del estado de oxidación

Aunque en los niveles introductorios de la enseñanza de la química se utilizan estados de oxidación postulados, la recomendación de la IUPAC y la entrada del Libro de Oro enumeran dos algoritmos totalmente generales para el cálculo de los estados de oxidación de los elementos en compuestos químicos.

Por tanto se pueden utilizar tres maneras de determinar el estado de oxidación:

El enfoque simple sin consideraciones de enlace (ver más arriba)

Algoritmos en la recomendación de la IUPAC: Algoritmo de asignación de enlaces Este algoritmo se realiza sobre una estructura de Lewis (un diagrama que muestra todos los electrones de valencia). El estado de oxidación es igual a la carga de un átomo después de que cada uno de sus enlaces heteronucleares se haya asignado a la pareja más electronegativa del enlace (excepto cuando esa pareja es un ligando Lewis-ácido unido reversiblemente) y los enlaces homonucleares se hayan dividido por igual. Algoritmo de suma de órdenes de enlaces Este algoritmo funciona con estructuras de Lewis y gráficos de enlace de sólidos extendidos (no moleculares). El estado de oxidación se obtiene sumando los órdenes de enlace heteronucleares en el átomo como positivo si ese átomo es el socio electropositivo en un enlace particular y como negativo si no lo es, y la carga formal del átomo (si existe) se añade a esa suma.

Uso en nomenclatura