Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Estados de oxidación


El concepto de estado de oxidación es una parte esencial para comprender cómo los elementos reaccionan entre sí. Es particularmente importante en el contexto de las reacciones redox, donde hay una transferencia de electrones. El estado de oxidación, también conocido como número de oxidación, nos ayuda a llevar un control de los electrones durante las reacciones químicas. Este concepto es importante para explicar diversas propiedades químicas y predecir los resultados de las reacciones.

¿Qué es el estado de oxidación?

El estado de oxidación es un número asignado a un elemento en un compuesto químico que indica el número de electrones perdidos (o que se pueden considerar perdidos) y ganados (o que se pueden considerar ganados) por un átomo de ese elemento en el compuesto. El concepto se utiliza principalmente para determinar cómo se transfieren los electrones en las reacciones químicas, especialmente en las reacciones redox. En general, el estado de oxidación es positivo para los metales (lo que indica una pérdida de electrones) y negativo para los no metales (lo que indica una ganancia de electrones).

Asignación de estado de oxidación

Determinar el estado de oxidación implica algunas reglas fundamentales:

  • El estado de oxidación de un elemento en su forma pura es siempre cero. Por ejemplo, O_2 y N_2 tienen un estado de oxidación de 0.
  • Para iones monoatómicos, el estado de oxidación es el mismo que la carga del ion. Por ejemplo, el estado de oxidación de Na+ es +1, y el de Cl- es -1.
  • En compuestos, el estado de oxidación del hidrógeno es generalmente +1, y el estado de oxidación del oxígeno es generalmente -2. Existen excepciones, como en H_2O_2 donde el estado de oxidación del oxígeno es -1.
  • En un compuesto neutro, la suma de los estados de oxidación debe ser cero. Por ejemplo, en H2O, la suma de los estados de oxidación es (+1) * 2 + (-2) = 0.
  • Para iones poliatómicos, la suma de los estados de oxidación debe igualar la carga del ion. Por ejemplo, en SO42-, asumiendo que el azufre tiene un estado de oxidación de +6 y el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2, la suma es 6 + 4*(-2) = -2.

Comprensión mediante ejemplos visuales

Usemos algunos ejemplos para comprender mejor cómo se determinan los estados de oxidación.

Ejemplo 1: Agua (H2O)

H - Estado de oxidación +1 2 x H = 2(+1) = +2 O - Estado de oxidación -2 Suma = +2 + (-2) = 0

El agua es una molécula neutra, por lo que la suma de los estados de oxidación es cero.

Ejemplo 2: Ion amonio (NH4+)

N - Estado de oxidación -3 H - Estado de oxidación +1 4 x H = 4(+1) = +4 Total = -3 + 4 = +1

El número de oxidación total es 1, que es igual a la carga en el ion amonio.

Estados de oxidación de los elementos dependiendo de su ubicación en la tabla periódica

Los estados de oxidación se ven afectados por la ubicación del elemento en la tabla periódica, su grupo y su período. Diferentes grupos de elementos exhiben estados de oxidación característicos:

  • Grupo 1 (Metales alcalinos): El estado de oxidación de estos elementos es usualmente +1.
  • Grupo 2 (Metales alcalinotérreos): Aquí, el estado de oxidación típico es +2.
  • Grupo 17 (Halógenos): Estos a menudo muestran un estado de oxidación de -1. Sin embargo, su estado de oxidación puede volverse positivo cuando se combinan con oxígeno u otros halógenos.
  • Grupo 18 (Gases nobles): Estos elementos tienen un estado de oxidación de 0 porque son mayormente inertes y no forman compuestos fácilmente.

Estados de oxidación en un periodo

A medida que te mueves de izquierda a derecha a través de un periodo en la tabla periódica, los estados de oxidación generalmente se vuelven más positivos debido al aumento de la carga nuclear. Los elementos del lado derecho de un periodo ganan electrones para lograr una capa exterior completa, lo que generalmente conduce a estados de oxidación negativos. Aquí hay una representación simple:

Grupo 1 +1 Grupo 13 +3 Grupo 14 +4 Grupo 15 -3 +5 Grupo 16 -2 +6 Grupo 17 -1 +7

Estados de oxidación un grupo abajo

A medida que bajas por un grupo en la tabla periódica, los estados de oxidación de los elementos generalmente se mantienen igual. Esto se debe a que cada grupo tiene el mismo número de electrones en su capa más externa, lo que determina principalmente su reactividad química y sus estados de oxidación.

Casos especiales

Si bien las reglas generales se aplican ampliamente, algunos elementos exhiben diferentes estados de oxidación en diferentes compuestos debido a condiciones especiales o factores externos. Por ejemplo, los metales de transición a menudo exhiben múltiples estados de oxidación. Considera el cromo y el manganeso, donde sus estados normales de oxidación pueden variar ampliamente dentro de una serie de compuestos:

  • Cr: generalmente muestra +2, +3 y +6
  • Mn: puede mostrar +2, +4, +6 e incluso +7

El papel de los estados de oxidación en las reacciones redox

Las reacciones redox son los principales procesos de oxidación y reducción, que implican la transferencia de electrones entre especies químicas. Comprender los estados de oxidación es importante para equilibrar las reacciones redox, ya que un cambio en el estado de oxidación siempre se complementa con un cambio equivalente en la dirección opuesta. Esto significa que el aumento total en los estados de oxidación debe igualar la disminución total.

He aquí un ejemplo simple de una reacción redox:

Ejemplo: Oxidación de zinc con sulfato de cobre:

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s) Oxidación de Zn: 0 a +2 (pérdida de 2 electrones) Reducción de Cu: +2 a 0 (ganancia de 2 electrones)

Conclusión

El estado de oxidación es un concepto importante en química que proporciona información crucial sobre el comportamiento de los elementos durante las reacciones químicas. El método de asignar estados de oxidación proporciona una forma estructurada de entender los procesos de transferencia de electrones y hace que balancear ecuaciones químicas sea más intuitivo. Al comprender los estados de oxidación, los químicos pueden predecir los productos de reacción, comprender la naturaleza electrónica de los enlaces y explorar la rica variedad de reacciones químicas. Con un estudio continuo, la aplicación de los estados de oxidación se extiende más allá de la química básica, jugando un papel fundamental en el estudio avanzado de la química inorgánica, orgánica y física.


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