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• FranciscaBelénShika

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Óxidos básicos: 𝑀+ + 𝑂(−2)

Compuestos oxigenados

Óxidos ácidos: 𝑁𝑜𝑀 + + 𝑂(−2) Peróxidos: 𝑀1 𝑜 2 (−𝐵𝑒) + 𝑂2 (−2) Hidruros: 𝑀+ + 𝐻 (−1)

Compuestos Binarios

Compuestos hidrogenados

Hídridos: 𝑁𝑜𝑀− + 𝐻 (+1) Hidrácidos: 𝐻(+1) + 𝑁𝑜𝑀 ∗

Sales binarias

Sales iónicas: 𝑀 + 𝑁𝑜𝑀 ∗ Sales covalentes: 𝑁𝑜𝑀 + 𝑁𝑜𝑀 ∗

∗ F Cl Br I (-1)

S Se Te (-2)

Li Na K Rb Cs Fr Ag Be Mg Ca Sr Ba Ra Cd Zn Al Cu Hg Au Ga In TI Fe Co Ni Ge Sn Pb Pt Pd

Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio Plata Berilio Magnesio Calcio Estroncio Bario Radio Cadmio Aluminio Cobre Mercurio Oro Galio Indio Talio Hierro Cobalto Níquel Germanio Estaño Plomo Platinio Paladio

+1

+2

+3 +1, +2 +1, +3

+2, +3

+2, +4

Cr Mn H B C Si N P As Sb Bi O S Te Se Po F Cl Br I

Cromo Manganeso Hidrogeno Boro Carbono Silicio Nitrógeno Fosforo Arsénico Antimonio Bismuto Oxigeno Azufre Telurio Selenio Polonio Flúor Cloro Bromo Yodo

+6 +6, +7

−1 −3 −4

+3 +2, +4 +1 +3 +2, +4

−3 −3

+3, +5 +3, +5

+2, +4

−1 −2

−2 +2, +4, +6

−1 −1

+1, +3, +5, +7

Reglas básicas para determinar el número de oxidación Regla Nº 1. A cualquier elemento en estado libre o átomo en una molécula homonuclear se le asigna un número de oxidación igual a cero. Ejemplo: Na, Cu, S, 𝐻2 , 𝐶𝑙2 , 𝑃4 . Regla Nº 2. El número de oxidación del átomo de hidrógeno es +1 en casi todos sus compuestos. Por ejemplo: HCl, 𝐻2 𝑂, NaOH, 𝑁𝐻3 , 𝐻2 𝑆𝑂4 . Exceptuando los hidruros (compuestos binarios formados por hidrógeno y una especie metálica, como el NaH, 𝐶𝑎𝐻2 , LiH), en que su número de oxidación es –1. Regla Nº 3. En la mayoría de los compuestos que contienen oxígeno, el número de oxidación de este es –2. Por ejemplo: 𝐻2 𝑂, 𝐻2 𝑆𝑂4 , 𝑆𝑂2 , 𝑆𝑂3 , 𝐻𝑁𝑂3 , NaOH. Sin embargo, existen algunas excepciones, como los peróxidos y el ion superóxido. a. En los peróxidos, cada átomo de oxígeno tiene un N.O. igual a –1. (−2)

Los dos átomos de oxígeno del ión 𝑂2 son equivalentes, y a cada uno se le asigna un N.O. de –1, de tal forma que la suma sea igual a la carga del ion. –1 + –1 = Carga del ión = –2 b. En el ión superóxido O–2, cada átomo de oxígeno tiene un N.O. igual a –1/2, de tal forma que: –1/2 + –1/2 = –1.

c. En el 𝑂𝐹2 , el átomo de oxígeno tiene un N.O. igual a +2; dado que el átomo de flúor es el elemento más electronegativo y la molécula eléctricamente neutra, a cada átomo de flúor se le asigna un N.O. igual a –1. Regla Nº 4. El número de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga del ion. Por lo tanto, el N.O. es su propia carga. Algunos ejemplos de iones monoatómicos son: Na+ (N.O. = +1), Cl– (N.O. = –1), Ca2+(N.O. = +2), Al3+ (N.O. = +3), Zn2+ (N.O. = +2) y Br– (N.O. = –1) Regla Nº 5. La suma algebraica de los N.O. de los átomos que componen una molécula o compuesto es cero, ya que tanto las moléculas como los compuestos son eléctricamente neutros. Regla Nº 6. La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que componen un ión es igual a la carga del ion. Regla Nº 7. Si en la fórmula del compuesto no hay hidrógeno ni oxígeno, se asigna el número de oxidación negativo al elemento más electronegativo (EN) que el carbono (C). Por lo tanto: El N.O. del carbono es +4 y para el flúor es –1.