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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Número de oxidación y sus aplicaciones


Introducción

En química, las reacciones redox juegan un papel importante, involucrando la transferencia de electrones entre sustancias. Para entender mejor estas reacciones, los químicos utilizan el concepto de números de oxidación. Los números de oxidación indican el grado de oxidación de un átomo en un compuesto. Comprender los números de oxidación puede ayudarnos a balancear ecuaciones químicas, predecir el resultado de reacciones y entender la transferencia de electrones entre diferentes especies.

¿Qué es el número de oxidación?

El número de oxidación de un átomo es la carga que el átomo tendría si el compuesto estuviera compuesto enteramente por iones. Es un número teórico que ayuda a comprender las reacciones redox. Este número puede ser positivo, negativo o cero.

Reglas básicas para asignar números de oxidación

Existen varias reglas para asignar números de oxidación:

  1. Estado elemental: El número de oxidación de un átomo en su forma elemental es siempre cero. Por ejemplo: 
    H2, O2, N2, P4, S8 (Número de Oxidación = 0)
  2. Iones monoatómicos: Para un ion monoatómico, el número de oxidación es igual a la carga del ion. Por ejemplo: 
    Na+ (Número de Oxidación = +1), Cl- (Número de Oxidación = -1)
  3. Oxígeno: El número de oxidación del oxígeno es usualmente -2 en compuestos, pero hay algunas excepciones. Por ejemplo, en peróxidos como H2O2, el número de oxidación del oxígeno es -1.
  4. Hidrógeno: El número de oxidación del hidrógeno es típicamente +1 cuando está unido a no metales y -1 cuando está unido a metales. Por ejemplo: 
    H2O (Número de Oxidación de H = +1), NaH (Número de Oxidación de H = -1)
  5. Metales Alcalinos (Grupo 1): El número de oxidación en los compuestos de estos elementos es siempre +1.
  6. Metales Alcalinotérreos (Grupo 2): El número de oxidación en los compuestos de estos elementos es siempre +2.
  7. Halógenos: Estos usualmente tienen un número de oxidación de -1 en los compuestos, a menos que estén combinados con un elemento con mayor electronegatividad.
  8. Suma de números de oxidación: Para un compuesto neutro, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es cero. Para iones poliatómicos, la suma es igual a la carga del ion.

Ejemplo visual de asignación de números de oxidación

Veamos cómo se asignan los números de oxidación usando un ejemplo simple: KMnO4.

K: +1 (metal alcalino) Mn: +7 (calculado) O: -2 (estado de oxidación típico para el oxígeno) Compuesto: KMnO4 Ecuación: +1 + Mn + 4(-2) = 0 Solución: +1 + Mn - 8 = 0 Mn = +7 (carga sobre el manganeso)

Comprensión de reacciones redox con números de oxidación

Las reacciones redox se caracterizan por un cambio en el número de oxidación de las especies involucradas. La oxidación se refiere a un aumento en el número de oxidación, mientras que la reducción se refiere a una disminución en el número de oxidación. Estas reacciones siempre ocurren juntas en la naturaleza. Cuando miramos una reacción química, identificar estos cambios puede ayudarnos a comprender el flujo de electrones y predecir los productos de la reacción.

Ejemplo de una reacción redox

Considere la reacción entre el hidrógeno y el flúor para formar fluoruro de hidrógeno:

H2 + F2 → 2HF

Determinación del número de oxidación:

  • Antes de la reacción:
    • H en H2: 0
    • F en F2: 0
  • Después de la reacción:
    • H en HF: +1
    • F en HF: -1

En esta reacción:

  • El número de oxidación del hidrógeno cambia de 0 a +1 (oxidación).
  • El número de oxidación del flúor cambia de 0 a -1 (reducción).

Rol de los números de oxidación al balancear reacciones redox

El número de oxidación es importante para balancear reacciones redox. Exploremos el proceso usando el ejemplo de una solución ácida: la reacción entre dicromato de potasio y sulfato de hierro (II).

Reacción no balanceada:

Cr2O72- + Fe2+ + H+ → Cr3+ + Fe3+ + H2O

Pasos para balancear:

  1. Reconocer oxidación y reducción.
    • Cr2O72- (Cr cambia de +6 a +3)
    • Conversión de Fe2+ a Fe3+
  2. Igualar transferencia de electrones.

    Para balancear esta ecuación se asegura que el número de electrones perdidos en la oxidación sea igual al número de electrones ganados en la reducción.

Aplicaciones de los números de oxidación en la vida real

Más allá de las implicaciones teóricas, los números de oxidación son importantes en una variedad de aplicaciones prácticas:

Predicción de la viabilidad de una reacción

Al calcular los números de oxidación, a veces podemos predecir si una reacción es posible. Si una sustancia no experimenta oxidación o reducción, es poco probable que ocurra una reacción redox.

Comprensión de procesos de corrosión

Los números de oxidación nos ayudan a entender la corrosión, como la oxidación del hierro. El número de oxidación del hierro aumenta a medida que se convierte en óxido de hierro (herrumbre), lo que nos enseña sobre técnicas de prevención utilizando recubrimientos o ánodos de sacrificio.

Análisis de procesos biológicos

En sistemas biológicos, las reacciones redox son importantes en procesos como la respiración celular y la fotosíntesis, donde los sustratos experimentan complejas transferencias de electrones con diferentes estados de oxidación.

Conclusión

Los números de oxidación sirven como una herramienta teórica de enlace para comprender los procesos de transferencia de electrones en las reacciones redox. Al conocer la asignación y reglas de los números de oxidación, podemos analizar reacciones químicas complejas y predecir cómo interactuarán los átomos en diferentes escenarios. Ya sea balanceando ecuaciones químicas o explicando fenómenos bioquímicos, estos números revelan el mundo invisible de los cambios químicos.


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