Número De Oxidación: El número de oxidación de un átomo en una molécula o en un ión, es su carga aparente cuando(a) los e compartidos entre los átomos más electronegativos y (b) los e compartidos entre los átomos iguales se dividen equivalentemente. El número de oxidación puede obtenerse aplicando el siguiente conjunto de reglas.

1. Los elementos libres (incluso los de forma molecular, por ejemplo, O₂) tienen un número de oxidación de cero (n-0).
2. Los iones monoatómicos tienen un número de oxidación equivalente a la carga

n Fe = +2 en el ión Fe⁺². En especies neutras, la suma de los números de oxidación debe ser igual a cero (igual que la carga total) en el HCL, n _H = 1 n _Cl = -1 n _H + n _Cl = 0. En especies más complicada (iones + o - ) la suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga total; en el NH₄⁺ , n N ₊ 4nH = +1 ; -3 +4(-1) = +1

3. En los compuestos, los Metales alcalinos (Li, Na, K, etc.) siempre tienen número de oxidación +1 y los alcalinotérreos (Ca, Ba, Mg, Zn) tiene +2. Los halógenos (F, Cl, Br, I) tienen número de oxidación -1.
4. El Hidrógeno tiene un número de oxidación +1 en todos los compuestos, con la excepción de los hidruros del metal (tales como KH, hidruro de potasio), en donde n_H = -1.
5. El oxígeno tiene en los compuestos un número de oxidación de -2, excepto en los peróxidos que el número de oxidación puede tomar valores diferentes. Ejemplo: H₂O₂ peróxido de hidrógeno o agua oxigenada n₀ = -1 _, en el NaO₂ peróxido de sodio n O= - ½ (fraccionario). Como el flúor es más electromagnético que el oxígeno puede formar fluoruro de oxígeno (OF₂) donde el7 número de oxidación del Fluoruro es -1 y el del oxígeno es +2.

Dada la definición de los números de oxidación, podemos definir oxidación como un aumento en el número de oxidación (correspondiente a una pérdida de e ).

Antes de estudiar los pasos para igualar ecuaciones REDOX por el método del Número de Oxidación determinaremos algunos números de oxidación en compuestos moleculares, iónicos y en ecuaciones químicas.

Problemas Resueltos:

1. Indique los números de oxidación en cada uno de los elementos que forman parte de estas moléculas o iones.

1. Na₂S₂O₃ b) Ca(H₂PO₄)₂
   c) S₄O₆ ^-2 d) S₂O₇^-2
2. Soluciones:
   a) Na₂S₂O₃

+2+2x – 6 = 0 > 2x = 6 – 2 > 2x = 4 > x = ⁴/₂ = + 2

Entonces, Na₂S₂O₃
b) Ca (H₂PO₄)₂
+ 2 + 4 + 2x – 16 – 0
+6 + 2x – 16 = 0 > 2x = 16 – 6 > 2x = 10 > x = ¹⁰/₂ = +5

Entonces, Ca (H₂ P O₄)₂
c) S₄ O₆^-2 4 nS + 6 n O = -2
n O = -2 4 nS + 6(-2) = -2
4 n S+ (-12) = -2
4 nS =12 -2
4 nS = 10
nS = ¹⁰/₄
d) S₂ O₇^-2 2 nS + 7 n_o = +2
n_o = -2 2 nS+ 7 (-2) = -2
2 nS + (-14) = -2
2 nS - 14 = -2
2 nS = 12
nS= ¹²/₂

2.- Indique los números de oxidación de cada uno de los elementos en la siguiente ecuación:
I₂ + HNO₃ HIO₃ + NO + H₂O
I₂ + HNO₃ HIO₃ + NO + H₂O
I₂ + HNO₃ HIO₃ + NO
n _N = +5 n_{1 = +5} n _{N =} +2
I₂ + HNO₃ HIO₃ + NO + H₂O

Para determinar números de oxidación en ecuaciones no hace falta plantear estas ecuaciones, se pueden asignar por simple inspección (con la práctica).
Pasos Para Igualar Ecuaciones Por Método Del Número De Oxidación
Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:
Mg + O₂ MgO

1.- Se determina el número de oxidación de cada uno de los elementos en la ecuación:
Mg + O₂ MgO

Se determina el elemento que se oxida (aumenta el número de oxidación) y el que se reduce (disminuye el número de oxidación)
Mg + O₂ Mg
OXIDA (-e)
REDUCE(+e)

3.- Se extrae el elemento oxidante y el reductor en dos semireacciones.
Oxidación Mg Mg⁺² Ag. Reductor
Reducción O₂ O^-2 Ag. Oxidante

4.- Se balancea por inspección ambas reacciones.
Mg Mg ⁺²
O₂ 2O^-2

5.- Se determina el número de e perdidos por el agente reductor y los ganados por el agente oxidante (igualando la carga).
Mg Mg⁺² + 2e^-
O₂ + 4e 2O^-2

6.- Se verifica si los e perdido por el agente reductor son iguales a los e ganados por el agente oxidante (Igualando la carga).
2 Mg Mg⁺² + 2e = 2Mg 2Mg^-2 + 4 e
O₂ + 4e 2O^-2 = O₂ + 4e 2O^-2

7.- Se suman algebraicamente a miembro las dos semirreacciones (se deben anular o cancelar los e ).
2Mg 2 Mg⁺² + 4 e
O₂ + 4 e 2O^-2

8.- Se trasladan los coeficientes de la ecuación resultante a la ecuación original y luego se balancea por simple inspección.
2Mg + O₂ 2MgO

Problemas resueltos:

• Balancee siguiendo el método del número de oxidación.
• a) I₂ + HNO₃ HIO₃ + NO + H₂O
• b) Cl₂ + KOH KClO₃ + KCl + H₂O
• c) H₂SO₃ + HNO₂ H₂SO₄ + NO + H₂O

Soluciones:
a) I₂ + HNO₃ HIO₃ + NO + H₂O
Se Oxida (-e )
Se Reduce (+)
10 x (N⁺⁵ + 3 e N⁺²
3I₂ 6I⁺⁵ + 30 e
10 N⁺⁵ + 30 e 6I⁺⁵ + 10N⁺²

Trasladamos los coeficientes a la ecuación original
3 I₂ + 10 HNO₃ + 10 NO + H₂O y balanceamos la ecuación por simple inspección.
3 I₂ + 10 HNO₃ 6 HIO₃ + 10 NO + 2 H₂O
b) Cl_{2 +} KOH KCIO₃ + KCI + H₂O
Se oxida (- e )
Se reduce ( +e ^-)
Aquí el Cl₂ actúa como oxidante y como reductor, por lo tanto es una reacción de dismutación.
1 x (Cl₂ 2 Cl⁺⁵ + 10 e ) Ag. Reductor
5 x (Cl₂ + 2 e 2 Cl⁺⁵) Ag. Oxidante
CI₂ 2Cl⁺⁵ + 10 e
5 CI₂ + 10 e 10 Cl^-1
6 CI₂ 2 Cl⁺⁵ + 10 Cl^-1
Simplificando tenemos
3 Cl₂ Cl⁺⁵ + 5 Cl^-1
Trasladamos los coeficientes a la ecuación original
3 Cl₂ + KOH KClO₃ - 5KCl + H₂O
y balanceamos las ecuaciones por simple inspección
3 Cl₂ + 6KOH KClO₃ + 5KCl + 3H₂O
c) H₂SO₃ + HNO₂ H₂SO₄ + NO + H₂O

Se oxida (- e )
Se reduce ( + e )
1 x (S⁺⁴ S⁺⁶ +2 e ) Ag. Reductor
2 x (N^-3 - e N⁺² ) Ag. Oxidante
S^-4 S⁺⁶ + 2 e
2 N⁺² + 2 e 2N⁺²

Trasladamos los coeficientes
H₂SO₃ + 2 HNO₂ H₂SO₄ + 2 NO + H₂O
Inspeccionamos la ecuación, verificamos que cumple con el balance de masas (Ley de la conservación de la materia).