1 00:00:15,980 --> 00:00:24,640 Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares, 2 00:00:25,179 --> 00:00:33,299 y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases de la unidad 9, dedicada a la primera parte del estudio de las reacciones de reducción oxidación. 3 00:00:33,859 --> 00:00:41,090 En la videoclase de hoy introduciremos los números de oxidación. 4 00:00:41,090 --> 00:00:51,979 En esta videoclase vamos a iniciar el estudio de las reacciones de reducción oxidación, 5 00:00:52,460 --> 00:00:59,060 reacciones redox de forma abreviada, recordando el concepto de número de oxidación. Recordando 6 00:00:59,060 --> 00:01:02,979 porque esto es algo que ya habíamos estudiado el año pasado en la física química de primero 7 00:01:02,979 --> 00:01:08,140 de bachillerato en la unidad de formulación y nomenclatura de la química inorgánica. Comenzaba 8 00:01:08,140 --> 00:01:13,219 directamente hablando de números de oxidación. Y en este curso de química de segundo de bachillerato 9 00:01:13,219 --> 00:01:18,640 en la unidad 3, hablando de enlace químico, es algo de lo que ya habíamos hablado. Como podéis 10 00:01:18,640 --> 00:01:22,680 ver, aquí tenemos la definición. El número de oxidación de un átomo es la hipotética carga 11 00:01:22,680 --> 00:01:27,840 eléctrica que ese átomo tendría si todos los enlaces a elementos de distinta especie química 12 00:01:27,840 --> 00:01:33,659 fueran completamente iónicos. Eso lo que quiere decir es que si estamos considerando una molécula 13 00:01:33,659 --> 00:01:39,219 con enlaces covalentes, el par de electrones de enlace en cada uno de los enlaces, que os recuerdo 14 00:01:39,219 --> 00:01:43,420 que está formado por un electrón de un átomo y otro electrón del otro átomo al cual está enlazado, 15 00:01:44,040 --> 00:01:49,120 bien, pues como os digo, si ambos electrones del par de enlace estuvieran asignados al elemento 16 00:01:49,120 --> 00:01:55,140 más electronegativo, consecuentemente el elemento más electronegativo ganaría una carga eléctrica 17 00:01:55,140 --> 00:02:00,000 negativa y el elemento menos electronegativo se quedaría con una carga eléctrica positiva. 18 00:02:00,219 --> 00:02:06,599 Hipotéticas, puesto que el enlace no es iónico, es covalente, pero si el enlace fuera iónico, 19 00:02:06,599 --> 00:02:09,319 los electrones estarían asociados de esa manera. 20 00:02:10,400 --> 00:02:12,900 Aquí tenemos una serie de ejemplos para ver cómo funciona. 21 00:02:13,460 --> 00:02:19,099 Y el primero que vamos a considerar es el caso de la molécula de dihidrógeno, H2. 22 00:02:19,699 --> 00:02:25,180 En este caso, ambos átomos de hidrógeno están unidos en tres imidientes en un enlace simple. 23 00:02:25,620 --> 00:02:29,939 Están compartiendo el electrón de los respectivos orbitales 1s. 24 00:02:30,419 --> 00:02:31,900 ¿Qué es lo que ocurre en este caso? 25 00:02:32,139 --> 00:02:36,319 Bueno, pues que no cumplimos con que tengamos átomos de elementos distintos. 26 00:02:36,599 --> 00:02:46,139 Aquí lo que tenemos es un enlace covalente puro. La diferencia de electronegatividad entre estos dos átomos, que son de la misma especie química, es idénticamente nula. 27 00:02:46,800 --> 00:02:59,580 En este caso, no podemos considerar que el par de electrones de enlace, en el caso de que el enlace fuera iónico, se fueran a uno o bien a otro átomo de hidrógeno. Es imposible, puesto que no hay un elemento que sea más electronegativo que el otro. 28 00:02:59,580 --> 00:03:02,000 si yo insistiera en romper el enlace 29 00:03:02,000 --> 00:03:05,520 lo único que podría hacer es considerar que cada átomo de hidrógeno 30 00:03:05,520 --> 00:03:07,759 se queda con su electrón, nada más 31 00:03:07,759 --> 00:03:10,719 tendría especies absolutamente neutras 32 00:03:10,719 --> 00:03:13,900 no puede ocurrir que este hidrógeno se quedara con el electrón del otro 33 00:03:13,900 --> 00:03:16,139 porque sería igualmente probable que ocurriera al revés 34 00:03:16,139 --> 00:03:19,539 y en este caso lo que voy a decir es que ambos átomos de hidrógeno 35 00:03:19,539 --> 00:03:21,919 tienen un número de oxidación cero 36 00:03:21,919 --> 00:03:24,280 no adquieren una carga eléctrica 37 00:03:24,280 --> 00:03:27,840 si los enlaces fueran completamente iónicos 38 00:03:27,840 --> 00:03:34,180 porque esto es algo que no puede ocurrir. Ese número de oxidación cero se representa encima 39 00:03:34,180 --> 00:03:39,319 del átomo, aquí tenemos este cero, entre paréntesis, para no confundirlo en ningún momento con una 40 00:03:39,319 --> 00:03:45,460 carga eléctrica real. El siguiente ejemplo que vamos a considerar es el caso de la molécula de 41 00:03:45,460 --> 00:03:50,719 agua. Aquí tenemos la estructura de Lewis, tenemos el átomo de oxígeno, que es el más electronegativo 42 00:03:50,719 --> 00:03:55,900 y que lo he representado en color azul, unido mediante enlaces simples con sendos átomos de 43 00:03:55,900 --> 00:03:59,759 hidrógeno, que son los elementos menos electronegativos y que, para no 44 00:03:59,759 --> 00:04:04,340 despistarnos, los he representado en color rojo. ¿Qué es lo que ocurriría si 45 00:04:04,340 --> 00:04:08,599 estos enlaces que unen el oxígeno con el átomo de hidrógeno fueran 46 00:04:08,599 --> 00:04:13,020 absolutamente iónicos? Bueno, pues que el átomo más electronegativo, en este 47 00:04:13,020 --> 00:04:16,279 caso sería el oxígeno, se quedaría con el par de electrones de enlace. 48 00:04:17,740 --> 00:04:21,519 Consecuentemente, en tal caso, el oxígeno se quedaría con dos electrones 49 00:04:21,519 --> 00:04:27,160 extra con respecto a los que tenía inicialmente, el de este hidrógeno y el de este otro. Y me 50 00:04:27,160 --> 00:04:32,360 quedaría un oxígeno rodeado con todos los electrones, los suyos y los de enlace que 51 00:04:32,360 --> 00:04:39,180 provenían del hidrógeno, y se quedaría el oxígeno con carga eléctrica 2 menos, con dos cargas 52 00:04:39,180 --> 00:04:43,379 eléctricas negativas correspondientes a esos dos electrones, uno de cada uno de los átomos de 53 00:04:43,379 --> 00:04:49,019 hidrógeno. ¿Qué ocurriría con los átomos de hidrógeno? Pues que perderían su electrón. Se irían 54 00:04:49,019 --> 00:04:53,579 con el átomo más electronegativo que sería el oxígeno. Y consecuentemente me quedaría 55 00:04:53,579 --> 00:04:58,540 únicamente el núcleo del átomo de hidrógeno y lo que tendría serían hidrones con su 56 00:04:58,540 --> 00:05:03,899 carga eléctrica positiva. Así que si los enlaces fueran completamente iónicos, yo 57 00:05:03,899 --> 00:05:10,240 lo que tendría es que el oxígeno formaría aniones con dos cargas negativas y los hidrógenos 58 00:05:10,240 --> 00:05:14,319 formarían cationes con una carga positiva. Pues bien, esos son los números de oxidación, 59 00:05:14,319 --> 00:05:20,759 el menos 2 para el oxígeno y el más 1 para el hidrógeno que tenemos aquí representados encima 60 00:05:20,759 --> 00:05:26,560 del hidrógeno el más 1 encima del oxígeno el menos 2 y una vez más entre paréntesis para no 61 00:05:26,560 --> 00:05:31,720 poder confundirlo con una carga eléctrica exactamente igual con todos los demás ejemplos 62 00:05:31,720 --> 00:05:37,040 un poco más de prisa aquí lo que tengo es para considerar la molécula de amoníaco aquí tengo 63 00:05:37,040 --> 00:05:42,800 la estructura de Lewis el átomo más electronegativo es el nitrógeno y el átomo menos electronegativo 64 00:05:42,800 --> 00:05:47,740 en el enlace sería el hidrógeno. ¿Qué es lo que ocurriría si esos enlaces fueran 65 00:05:47,740 --> 00:05:52,519 completamente iónicos? Pues que los electrones de enlace se irían con el nitrógeno, que 66 00:05:52,519 --> 00:05:58,100 ganaría 1, 2, 3 electrones, los correspondientes a los tres átomos de hidrógeno. Aquí tengo 67 00:05:58,100 --> 00:06:03,480 el nitrógeno rodeado de los electrones con carga eléctrica 3 menos. Así que el número 68 00:06:03,480 --> 00:06:07,100 de oxidación del nitrógeno en la molécula de amoníaco sería menos 3. Aquí lo tengo 69 00:06:07,100 --> 00:06:12,620 representado. En el caso del hidrógeno sería más 1 por exactamente la misma razón por 70 00:06:12,620 --> 00:06:17,360 la que lo era en el caso de la molécula de agua en el ejemplo anterior. Puesto que el hidrógeno es 71 00:06:17,360 --> 00:06:23,240 menos electronegativo que el nitrógeno, si el enlace fuera absolutamente o completamente iónico, 72 00:06:23,699 --> 00:06:28,600 el hidrógeno perdería el electrón y se convertiría en un hidrón. Se quedaría en el núcleo desnudo 73 00:06:28,600 --> 00:06:34,660 con una carga eléctrica más uno positiva. Y aquí tengo el número de oxidación más uno. 74 00:06:36,120 --> 00:06:42,319 Otro ejemplo sería el trifluoruro de boro. Aquí, en este caso, el átomo más electronegativo en el 75 00:06:42,319 --> 00:06:46,879 enlace entre el flúor y el boro es el flúor. Aquí lo tengo representado de azul. Y el 76 00:06:46,879 --> 00:06:51,220 boro lo tengo representado de rojo, puesto que sería el elemento menos electronegativo. 77 00:06:51,839 --> 00:06:55,300 ¿Qué es lo que ocurriría si estos enlaces fueran completamente iónicos? Pues que el 78 00:06:55,300 --> 00:06:59,199 flúor, que es el elemento más electronegativo, se llevaría los electrones de enlace que 79 00:06:59,199 --> 00:07:05,839 está aportando el boro. Cada uno de los átomos de flúor se quedaría con el electrón correspondiente 80 00:07:05,839 --> 00:07:10,860 y todos los átomos de flúor quedarían con una carga eléctrica negativa. ¿Qué le ocurre 81 00:07:10,860 --> 00:07:17,399 al boro, que perdería los 1, 2, 3 electrones con los que está formando enlace con los correspondientes 82 00:07:17,399 --> 00:07:22,540 átomos de flúor y, consecuentemente, se iba a quedar con una carga eléctrica positiva 3+. Así 83 00:07:22,540 --> 00:07:27,759 que, en este caso, el flúor tendría número de oxidación menos 1, recordando esta carga eléctrica 84 00:07:27,759 --> 00:07:34,259 negativa, y el boro tendría número de oxidación más 3, recordando esta carga eléctrica 3+. 85 00:07:34,259 --> 00:07:40,300 El último ejemplo es el caso de la molécula de dióxido de carbono. Aquí tenemos la estructura 86 00:07:40,300 --> 00:07:45,180 de Lewis, y tenemos el átomo de carbono, que es el menos electronegativo, unido con 87 00:07:45,180 --> 00:07:49,699 enlaces dobles, con sendos átomos de oxígeno, que son los más electronegativos. Este es 88 00:07:49,699 --> 00:07:55,399 un ejemplo en el cual tenemos enlaces que no son necesariamente simples. Pero el funcionamiento 89 00:07:55,399 --> 00:08:00,079 es exactamente el mismo. Puesto que el oxígeno es el átomo más electronegativo, se quedaría 90 00:08:00,079 --> 00:08:04,600 con los electrones de enlace, con todos. Y, consecuentemente, cada átomo de oxígeno 91 00:08:04,600 --> 00:08:08,879 le estaría robando dos electrones al átomo de carbono, los que tenemos aquí formando 92 00:08:08,879 --> 00:08:14,399 el enlace. Y, consecuentemente, el oxígeno se quedaría si todos los enlaces fueran iónicos con 93 00:08:14,399 --> 00:08:20,399 carga 2 menos y aquí está el número de oxidación menos 2 encima del oxígeno. En cuanto al átomo de 94 00:08:20,399 --> 00:08:27,120 carbono, por ser el átomo menos electronegativo en estos enlaces, perdería todos los electrones y se 95 00:08:27,120 --> 00:08:32,220 quedaría con carga eléctrica 4 más. Y este es el número de oxidación más 4 que tendría el carbono 96 00:08:32,220 --> 00:08:38,539 en esta molécula. Insisto en que este es el número de oxidación del carbono en esta molécula del 97 00:08:38,539 --> 00:08:44,320 oro en esta molécula, del nitrógeno en esta molécula, porque dependiendo de cuáles sean los 98 00:08:44,320 --> 00:08:48,860 enlaces de los átomos con los que está enlazado cada uno de estos átomos, el número de oxidación 99 00:08:48,860 --> 00:08:54,220 puede diferir. Y eso lo veremos un poquito más adelante cuando veamos la determinación del 100 00:08:54,220 --> 00:09:01,200 número de oxidación inmediatamente a continuación. En la sección anterior hemos estado determinando 101 00:09:01,200 --> 00:09:06,379 los números de oxidación de los átomos en distintos ejemplos, teniendo en consideración 102 00:09:06,379 --> 00:09:12,480 la diferencia de electronegatividad y prediciendo si tal o cual enlace covalente fuera iónico, 103 00:09:13,100 --> 00:09:19,179 a dónde irían los electrones del par de enlace, al cual sería el elemento más electronegativo 104 00:09:19,179 --> 00:09:24,580 y haciendo el conteo de cómo se quedarían las distintas cargas eléctricas. Nosotros 105 00:09:24,580 --> 00:09:29,179 no vamos a hacer eso cuando necesitemos determinar los números de oxidación en las moléculas 106 00:09:29,179 --> 00:09:34,139 puesto que no vamos a tener en mente las diferencias de electronegatividades entre todas las parejas 107 00:09:34,139 --> 00:09:39,059 posibles de átomos. Y entonces lo que vamos a hacer es considerar una serie de reglas determinadas 108 00:09:39,059 --> 00:09:44,299 por Rayupa, como veis aquí, que nos van a permitir determinar de una forma relativamente sencilla los 109 00:09:44,299 --> 00:09:49,200 números de oxidación de todos los átomos en los compuestos en los que los necesitemos. Vamos a ir 110 00:09:49,200 --> 00:09:54,399 viendo las de una en una y vamos a ir viendo distintos ejemplos. En primer lugar, tenemos que 111 00:09:54,399 --> 00:09:58,460 tener en mente que el estado de oxidación de un elemento en estado libre, cuando no está combinado 112 00:09:58,460 --> 00:10:06,740 con otros es idénticamente cero. Tanto para los elementos metálicos como para los elementos no 113 00:10:06,740 --> 00:10:12,139 metálicos como el carbono, que pueden formar una red covalente. Podemos tener carbono en forma de 114 00:10:12,139 --> 00:10:17,940 grafito, carbono en forma de diamante. Los elementos no metálicos que forman moléculas diatómicas, 115 00:10:18,039 --> 00:10:23,100 diatómicas lo que corresponda, como para los gases nobles que no forman moléculas. En cualquier caso, 116 00:10:23,100 --> 00:10:28,759 siempre que tengamos una especie pura, un elemento en estado libre, no combinado con otros de otra 117 00:10:28,759 --> 00:10:34,100 especie distinta, el número de oxidación va a ser idénticamente cero. La primera regla, sencilla. 118 00:10:35,519 --> 00:10:41,179 La siguiente, el estado de oxidación de un ión monoatómico va a coincidir con la carga del ión, 119 00:10:42,379 --> 00:10:48,139 tanto si se trata de un cation, aquí tenemos potasio, magnesio, son los correspondientes 120 00:10:48,139 --> 00:10:52,539 cationes de un elemento alcalino, un elemento alcalino térreo, como si tengo un no metal, 121 00:10:52,539 --> 00:11:08,659 Aquí tengo el azufre, tengo el flúor, tengo un halógeno, un anfígeno. En cualquier caso, el número de oxidación de un ión monoatómico va a coincidir con la carga del ión. Aquí tengo más 1, más 2, menos 2, más 1. Aprovecho para insistir en algo bastante importante. 122 00:11:08,659 --> 00:11:12,799 esto que tengo aquí es el número de carga 123 00:11:12,799 --> 00:11:15,179 y lo que tengo es el signo 124 00:11:15,179 --> 00:11:17,200 puesto al valor numérico 125 00:11:17,200 --> 00:11:20,960 lo que tengo aquí entre paréntesis encima de cada átomo 126 00:11:20,960 --> 00:11:23,740 es el estado de oxidación, el número de oxidación 127 00:11:23,740 --> 00:11:27,559 y aquí lo que tengo es el signo antepuesto al valor numérico 128 00:11:27,559 --> 00:11:29,960 cuidado con no confundir ambas dos cosas 129 00:11:29,960 --> 00:11:33,539 no es lo mismo el 2 menos de la carga del azufre 130 00:11:33,539 --> 00:11:35,960 que menos 2 que sería el número de oxidación 131 00:11:35,960 --> 00:11:38,039 de este ánion 132 00:11:38,039 --> 00:11:53,950 Las siguientes reglas se refieren a elementos concretos. Empezando con el caso del hidrógeno. El estado de oxidación del hidrógeno es más 1, excepto en el caso de los hídrolos metálicos en los que es menos 1. 133 00:11:54,830 --> 00:11:59,009 Así que no siempre el hidrógeno va a tener el mismo número de oxidación. 134 00:11:59,350 --> 00:12:07,809 Aquí tengo el cloruro de hidrógeno, tengo el sulfuro de hidrógeno y aquí lo que tengo es el hidrógeno con número de oxidación más 1. 135 00:12:08,409 --> 00:12:19,710 Aquí lo que tengo son hidruros metálicos, el hidruro de sodio, el hidruro de magnesio y aquí, como podéis ver, el número de oxidación es menos 1 en lugar de más 1. 136 00:12:20,470 --> 00:12:22,370 Es fácil de entender la razón de esta regla. 137 00:12:22,370 --> 00:12:29,990 en este caso el elemento más electronegativo es el cloro aquí es el azufre si los enlaces fueran 138 00:12:29,990 --> 00:12:34,370 completamente iónicos el par de electrones de enlace se los llevaría en este caso al azufre 139 00:12:34,370 --> 00:12:39,330 en este caso el cloro y el hidrógeno se convertiría en un hidrón perdiendo el electrón de ahí el más 140 00:12:39,330 --> 00:12:46,470 uno aquí en cambio el elemento más electronegativo en la pareja de el hidrógeno con estos metales es 141 00:12:46,470 --> 00:12:51,990 el hidrógeno consecuentemente si el enlace fuera iónico en lugar de ser covalente si fuera iónico 142 00:12:51,990 --> 00:12:56,809 puro, el par de electrones de enlace en este caso se lo llevaría el hidrógeno y por eso el hidrógeno 143 00:12:56,809 --> 00:13:02,269 tiene el número de oxidación menos uno, reseñando que en tal caso el hidrógeno se quedaría con el 144 00:13:02,269 --> 00:13:10,110 electrón del elemento metálico. La siguiente regla se refiere al oxígeno. Nosotros nos vamos a 145 00:13:10,110 --> 00:13:16,629 encontrar en este curso los átomos de oxígeno en los óxidos, en los peróxidos, y lo que tenemos 146 00:13:16,629 --> 00:13:22,870 que tener en mente es que el estado de oxidación del oxígeno es menos 2 en una amplia mayoría de 147 00:13:22,870 --> 00:13:29,549 los casos. En los peróxidos no, en los peróxidos el número de oxidación va a ser menos 1 y cuando 148 00:13:29,549 --> 00:13:35,090 está unido al flúor, el flúor es el elemento más electronegativo de todos, en ese caso va a tener 149 00:13:35,090 --> 00:13:41,809 como número de oxidación más 2. Aquí tenemos unos cuantos ejemplos. El caso del oxígeno unido al 150 00:13:41,809 --> 00:13:49,110 flúor sería este que tenemos aquí, el difluoruro de oxígeno, el flúor de oxígeno. Como comentábamos 151 00:13:49,110 --> 00:13:54,509 antes, si el flúor es el elemento más electronegativo, el flúor va a tener número de oxidación negativo 152 00:13:54,509 --> 00:13:59,190 porque si este enlace fuera completamente iónico, el flúor se quedaría con el par de electrones de 153 00:13:59,190 --> 00:14:04,710 enlace y, consecuentemente, el oxígeno tendría que tener el número de oxidación positivo, puesto 154 00:14:04,710 --> 00:14:09,850 que perdería el par de electrones de enlace. El oxígeno es el segundo átomo más electronegativo 155 00:14:09,850 --> 00:14:15,029 de todos. Consecuentemente, en las uniones del oxígeno con el resto de átomos, el oxígeno va a 156 00:14:15,029 --> 00:14:19,289 tener el número de oxidación negativo. Es más electrón negativo, se va a quedar con el par de 157 00:14:19,289 --> 00:14:25,330 electrones de enlace. Y aquí tenemos el caso de la molécula de agua, donde el oxígeno tendría 158 00:14:25,330 --> 00:14:31,409 número de oxidación menos 2. Tengo el caso de la molécula de dióxido de carbono, donde el oxígeno 159 00:14:31,409 --> 00:14:37,629 tiene número de oxidación menos 2. Tengo la molécula de agua, tengo el peróxido de hidrógeno, 160 00:14:37,629 --> 00:14:43,509 el agua oxigenada como nombre vulgar. Y aquí vemos que el oxígeno tiene número de oxidación 161 00:14:43,509 --> 00:14:49,990 menos uno. Es la excepción. En los óxidos el oxígeno tiene un número de oxidación menos dos, 162 00:14:50,129 --> 00:14:55,190 en los peróxidos va a tener un número de oxidación menos uno. Y fundamentalmente si nos 163 00:14:55,190 --> 00:15:00,169 encontráramos con un peróxido va a ser precisamente este, el peróxido de hidrógeno, el agua oxigenada. 164 00:15:02,409 --> 00:15:06,929 En el caso de los compostos iónicos la siguiente regla me dice que el estado de oxidación del 165 00:15:06,929 --> 00:15:13,830 elemento metálico va a ser positivo e igual a la carga de león del correspondiente elemento 166 00:15:13,830 --> 00:15:21,970 metálico. Tiene todo el sentido del mundo. Cuando tenemos la unión formando un compuesto 167 00:15:21,970 --> 00:15:28,529 iónico vamos a tener habitualmente un elemento metálico y un elemento no metálico. Los elementos 168 00:15:28,529 --> 00:15:33,570 no metálicos van a tener mayor electronegatividad que los metálicos y, consecuentemente, los 169 00:15:33,570 --> 00:15:38,570 elementos metálicos van a ceder electrones. Eso lo sabemos cuando estudiamos enlace iónico. 170 00:15:39,350 --> 00:15:44,250 Consecuentemente, esperamos que los elementos metálicos en los compuestos iónicos tengan el 171 00:15:44,250 --> 00:15:51,250 número de oxidación positivo y, consecuentemente, no se dice en la regla, pero es la contrapartida, 172 00:15:51,850 --> 00:15:58,009 los elementos no metálicos van a tener número de oxidación negativo. ¿Cuál va a ser el valor del 173 00:15:58,009 --> 00:16:02,629 estado de oxidación? El que correspondería a los correspondientes cationes. Estamos hablando 174 00:16:02,629 --> 00:16:07,970 el elemento metálico, o bien de los correspondientes aniones, en el caso de los elementos no metálicos. 175 00:16:08,590 --> 00:16:14,009 Así que cloruro de sodio, sodio es un metal alcalino, su número de oxidación va a ser más 1, 176 00:16:14,450 --> 00:16:20,049 puesto que tiene tendencia a perder ese electrón. El fluoruro de magnesio, el magnesio es un metal 177 00:16:20,049 --> 00:16:25,529 alcalino térreo, pues su número de oxidación va a ser más 2. Tiene tendencia a perder los dos 178 00:16:25,529 --> 00:16:32,110 electrones que se encuentran en el orbital S. No nos vamos a restringir únicamente a metales 179 00:16:32,110 --> 00:16:38,070 alcalinos y alcalinotérreos. Aquí tenemos el caso de un metal de transición. Tenemos el sulfuro de 180 00:16:38,070 --> 00:16:42,750 plata. Bueno, pues en este caso la plata, este es el elemento metálico, tiene el número de oxidación 181 00:16:42,750 --> 00:16:50,500 más uno. Tiene tendencia a perder un electrón. La siguiente regla a continuación nos habla de qué es 182 00:16:50,500 --> 00:16:55,100 lo que ocurre en los compostos covalentes. Como podemos ver, lo que nos dice es que el número de 183 00:16:55,100 --> 00:17:00,139 oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo y todos los demás son positivos. 184 00:17:00,139 --> 00:17:07,319 Esto lo hemos estado comentando anteriormente cuando teníamos compostos binarios formados por dos especies atómicas distintas. 185 00:17:07,720 --> 00:17:15,460 Lo que decíamos es que el número de oxidación negativo se le iba a quedar el elemento más electronegativo por la propia definición de número de oxidación 186 00:17:15,460 --> 00:17:19,240 y el positivo se le iba a quedar el elemento menos electronegativo. 187 00:17:19,720 --> 00:17:26,559 Cuando tenemos dos especies es bastante sencillo. El más electronegativo, el número de oxidación negativo. El otro, el número de oxidación positivo. 188 00:17:26,980 --> 00:17:31,680 Pero, ¿qué es lo que ocurre si tenemos un compuesto covalente ternario o bien cuaternario? 189 00:17:31,740 --> 00:17:35,859 Cuando tenemos más de dos especies químicas, dos especies atómicas diferentes. 190 00:17:36,579 --> 00:17:40,140 Bueno, pues en tal caso esta regla lo que nos está diciendo es que va a haber uno único, 191 00:17:40,660 --> 00:17:43,839 una única especie atómica que tenga número de oxidación negativo. 192 00:17:44,380 --> 00:17:45,660 Los demás van a ser positivos. 193 00:17:45,660 --> 00:17:49,380 Y aquí tenemos el caso, el ejemplo del ácido sulfúrico. 194 00:17:49,819 --> 00:17:55,099 El elemento más electronegativo en los oxoácidos va a ser siempre el oxígeno. 195 00:17:55,099 --> 00:18:07,680 Y el oxígeno va a ser el único átomo que tenga número de oxidación negativo y en concreto, puesto que no se trata de un peróxido ni de la unión con el flúor, el oxígeno en los oxoacidos va a tener siempre número de oxidación menos 2. 196 00:18:08,559 --> 00:18:12,680 Todas las demás especies atómicas tendrán número de oxidación positivo. 197 00:18:13,920 --> 00:18:24,480 Me voy a adelantar un momento. La siguiente regla me dice qué es lo que ocurre dentro de un compuesto neutro. La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto neutro es cero. 198 00:18:25,099 --> 00:18:39,440 Y digo esto porque en un momento dado yo voy a tener la necesidad de averiguar los números de oxidación de todos los átomos dentro de un compuesto. Hasta este momento casi todos se pueden deducir de una forma muy fácil y de hecho no había más que una única posibilidad. 199 00:18:39,440 --> 00:18:45,259 vuelvo al ácido sulfúrico el oxígeno tiene el número de oxidación menos dos porque es lo que 200 00:18:45,259 --> 00:18:50,779 dice la regla este hidrógeno no está formando un hidrógeno metálico este hidrógeno tiene el 201 00:18:50,779 --> 00:18:56,180 número de oxidación más uno no hay ninguna duda pero qué es lo que ocurre con el azufre azufre 202 00:18:56,180 --> 00:19:01,279 sabemos que puede tener distintos números de oxidación posibles cuál es el que corresponde 203 00:19:01,279 --> 00:19:06,920 a este compuesto químico en concreto bueno pues para ese tipo de casos para determinar el número 204 00:19:06,920 --> 00:19:11,259 de oxidación de una especie atómica que necesitamos y que no conocemos, vamos a utilizar 205 00:19:11,259 --> 00:19:18,400 esta regla. Veamos, el oxígeno tiene que tener número de oxidación menos 2, cada uno de los 206 00:19:18,400 --> 00:19:24,859 cuatro. El hidrógeno tiene número de oxidación más 1, cada uno de los dos. ¿Cuál es el número 207 00:19:24,859 --> 00:19:30,019 de oxidación del azufre? Bueno, pues sabiendo que la suma de todos los números de oxidación tiene 208 00:19:30,019 --> 00:19:38,799 que ser 0. La contribución negativa que es la del oxígeno, menos 2 por 4, es igual a menos 8. La 209 00:19:38,799 --> 00:19:46,480 contribución positiva de los dos hidrógenos, más 1 por 2, es más 2. Si tengo menos 8 negativos y más 210 00:19:46,480 --> 00:19:51,819 2 positivo, para que la suma fuera 0, necesariamente el azufre tendría que tener número de oxidación 211 00:19:51,819 --> 00:20:01,759 más 6 y así más 1 por 2 más 6 es igual a más 8 que se compensaría con menos 2 por 4 menos 8 en el 212 00:20:01,759 --> 00:20:08,180 caso del oxígeno. Esto se puede hacer y es algo que vamos a hacer habitualmente con todas las demás 213 00:20:08,180 --> 00:20:16,460 especies, con todos los demás ejemplos. Aquí tengo por ejemplo el dicloruro de manganeso. El cloro 214 00:20:16,460 --> 00:20:21,759 tiene número de oxidación menos uno. Es un elemento halógeno cuando actúa con 215 00:20:21,759 --> 00:20:25,599 número de oxidación negativo y tiene que ser negativo puesto que este es un 216 00:20:25,599 --> 00:20:29,299 compuesto iónico. Ya hemos quedado en una de las reglas anteriores que el elemento 217 00:20:29,299 --> 00:20:32,819 metálico tiene número de oxidación positivo y el negativo le correspondería 218 00:20:32,819 --> 00:20:36,700 al no metal. Bueno, pues el cloro tiene que tener un número de oxidación menos 219 00:20:36,700 --> 00:20:40,640 uno. Tengo dos cloros, la contribución negativa en esta molécula del número de 220 00:20:40,640 --> 00:20:44,119 oxidación es menos dos. El manganeso tiene que tener un número de oxidación 221 00:20:44,119 --> 00:20:54,420 más 2 para que la suma sea 0. Aquí lo que tengo es el ácido perclórico. Igualmente, el cloro en 222 00:20:54,420 --> 00:20:58,420 los oxoácidos puede tener varios números de oxidación posible. ¿Cuál le corresponde el ácido 223 00:20:58,420 --> 00:21:04,819 perclórico? Bueno, pues el oxígeno tiene número de oxidación menos 2. Tengo 4 oxígenos, así que la 224 00:21:04,819 --> 00:21:11,059 contribución negativa es menos 8. Hidrógeno tengo sólo 1 con número de oxidación más 1, así que de 225 00:21:11,059 --> 00:21:15,359 momento sólo con este hidrógeno la contribución es más 1 menos 8. En la 226 00:21:15,359 --> 00:21:18,779 contribución negativa el cloro necesariamente tiene que tener el número 227 00:21:18,779 --> 00:21:24,119 de oxidación más 7 para que si 1 más 7 igual a 8 compense al menos 8 del menos 228 00:21:24,119 --> 00:21:30,200 2 por 4 en el caso de los oxígenos. He dicho que este es el ácido perclórico 229 00:21:30,200 --> 00:21:35,220 porque sé de memoria que HClO4 corresponde a tal nombre. Si no supiera 230 00:21:35,220 --> 00:21:38,200 cuál es el nombre que corresponde a esta fórmula lo que tendría que hacer es 231 00:21:38,200 --> 00:21:43,599 determinar el número de oxidación del cloro, en este caso es 7, y sabiendo que los números de 232 00:21:43,599 --> 00:21:49,799 oxidación posibles son 1, 3, 5, 7, que es el mayor de cuatro casos posibles, aquí ya tengo, ya puedo 233 00:21:49,799 --> 00:21:54,599 utilizar la regla de la formulación de la nomenclatura, en este caso de la química inorgánica, 234 00:21:54,700 --> 00:22:02,940 que me dice que este nombre, la nomenclatura tradicional, es ácido perclórico. Esto en el 235 00:22:02,940 --> 00:22:08,720 caso de compuestos neutros. ¿Qué es lo que ocurre si tengo un compuesto con una carga eléctrica no 236 00:22:08,720 --> 00:22:13,259 nula con un anión o con un catión? Pues es exactamente lo mismo. En este caso la regla, 237 00:22:13,319 --> 00:22:18,359 la última, me dice que la suma de todos los estados de oxidación en un ión poliatómico 238 00:22:18,359 --> 00:22:23,460 tiene que ser igual a la carga del ión. Y aquí tengo distintos ejemplos. Aquí tengo el ión 239 00:22:23,460 --> 00:22:29,799 carbonato con carga eléctrica 2 menos. Yo sé que los oxígenos tienen un número de oxidación menos 240 00:22:29,799 --> 00:22:37,779 2, menos 2 por 3 es menos 6. Para que la suma de las cargas, la carga positiva del carbono y menos 241 00:22:37,779 --> 00:22:42,440 6 de los oxígenos me dé menos 2, que sería lo que correspondería a la carga de león, 242 00:22:43,019 --> 00:22:47,519 necesariamente el carbono tiene que tener el número de oxidación más 4. Y así, más 243 00:22:47,519 --> 00:22:52,400 4. Menos 2 por 3, que es menos 6, más 4, menos 6, es igual a menos 2. Se corresponde 244 00:22:52,400 --> 00:22:58,619 con la carga eléctrica. Aquí tengo el león permanganato y exactamente igual. Menos 2 245 00:22:58,619 --> 00:23:03,660 por 4 es igual a menos 8. Para que la suma del número de oxidación del manganeso y 246 00:23:03,660 --> 00:23:07,599 ese menos 8 me dé menos 1, que es la carga eléctrica, el manganeso tiene que tener 247 00:23:07,599 --> 00:23:11,579 número de oxidación más 7. Y por último, aquí 248 00:23:11,579 --> 00:23:15,559 tengo un ejemplo que proviene de la química orgánica. Este 249 00:23:15,559 --> 00:23:19,680 es el ión metanoato. Igual que ocurre antes, 250 00:23:19,940 --> 00:23:23,539 pues yo sé que cada uno de estos oxígenos va a tener número de oxidación menos 2, 251 00:23:24,220 --> 00:23:27,640 el hidrógeno tiene número de oxidación más 1, y para que 252 00:23:27,640 --> 00:23:31,400 la suma del 1 menos 2 menos 2 y el número de oxidación del carbono 253 00:23:31,400 --> 00:23:35,180 me dé menos 1. Bueno, pues esta carga es más 1. 254 00:23:35,440 --> 00:23:39,319 Los dos números de oxidación negativo me dan un menos 4. Necesariamente el carbono 255 00:23:39,319 --> 00:23:43,680 tiene que tener el número de oxidación más 2. 1 más 2 es 3. Menos 4 es igual a 256 00:23:43,680 --> 00:23:49,809 menos 1. Se corresponde con esta carga. Para finalizar esta videoclase 257 00:23:49,809 --> 00:23:53,690 vamos a echar un vistazo a esta tabla. Es la misma que teníais 258 00:23:53,690 --> 00:23:57,170 el año pasado en la unidad de formulación y nomenclatura de la química inorgánica. 259 00:23:58,029 --> 00:24:01,390 Y en ella lo que tenemos son los números de oxidación 260 00:24:01,390 --> 00:24:07,250 más probables para los distintos elementos metálicos, no metálicos e incluso para grupos 261 00:24:07,250 --> 00:24:14,029 poliatómicos que funcionan como un conjunto, como un bloque completo y que no está de más tener en 262 00:24:14,029 --> 00:24:20,109 mente. Como podéis ver, por ejemplo, con un único número de oxidación más uno nos encontramos a 263 00:24:20,109 --> 00:24:25,509 todos los elementos, a todos los metales alcalinos y la plata. Eso quiere decir que si en un momento 264 00:24:25,509 --> 00:24:29,230 dado me pregunto por cuál es el número de oxidación de la plata, no tengo que calcular 265 00:24:29,230 --> 00:24:34,890 nada. Si sé que es más uno el único posible, automáticamente voy a poner más uno. Lo mismo 266 00:24:34,890 --> 00:24:40,789 con el valor más dos. Se corresponde con los metales alcalinotérreos. Aquí tenemos el zinc 267 00:24:40,789 --> 00:24:47,230 y el cadmio. Con números de oxidación más o menos tres, este menos tres entre paréntesis es menos 268 00:24:47,230 --> 00:24:54,170 habitual, pues tenemos el boro y el aluminio. Con números de oxidación posibles o bien uno o bien 269 00:24:54,170 --> 00:25:00,009 2, tenemos el cobre y el mercurio. Si tenemos un compuesto con cobre o con mercurio, puedo tener 270 00:25:00,009 --> 00:25:06,470 esa duda. Número de oxidación más 1 o más 2. Y utilizando las reglas anteriores puedo determinarlo. 271 00:25:06,569 --> 00:25:11,509 En este caso no sé directamente que el valor es más 2 o que es más 1, sino que tendría que 272 00:25:11,509 --> 00:25:18,490 calcularlo. En el caso del oro, el más probable es el 3, más 1 es posible. Hierro, cobalto, níquel, 273 00:25:18,490 --> 00:25:25,289 los números de oxidación posibles son más 2 y más 3. En cuanto al cromo, nos lo podemos 274 00:25:25,289 --> 00:25:30,089 encontrar con el valor más 2, es menos habitual, pero también nos vamos a encontrar con números 275 00:25:30,089 --> 00:25:35,809 de oxidación más 3 y más 6, que son el valor más 6 en el que nos lo vamos a encontrar 276 00:25:35,809 --> 00:25:43,049 en los cromatos y en los dicromatos. En cuanto al manganeso, los números de oxidación más 277 00:25:43,049 --> 00:25:50,589 habituales son 2, 4, pero también puede ser más 6, menos habitual en los manganatos, y más 7 en los 278 00:25:50,589 --> 00:25:57,069 permanganatos. En cuanto al platino, el plomo y el estaño, los números de oxidación más probables son 279 00:25:57,069 --> 00:26:05,369 más 2 y más 4. En los no metales tenemos el flúor con número de oxidación menos 1, el hidrógeno con 280 00:26:05,369 --> 00:26:10,609 número de oxidación menos 1 y más 1, ya lo hemos comentado en la regla correspondiente, el oxígeno 281 00:26:10,609 --> 00:26:16,890 igualmente. Números de oxidación, menos 1, menos 2 y más 2, menos 1 y más 2, menos habituales. En 282 00:26:16,890 --> 00:26:23,269 los peróxidos, en los compuestos con el flúor y el menos 2, el más habitual. Azufre, selenio y 283 00:26:23,269 --> 00:26:30,349 teluro, los elementos anfígenos, tienen números de oxidación positivos, más 2, más 4 y más 6 y 284 00:26:30,349 --> 00:26:37,690 negativo únicamente el menos 2. Nitrógeno, fósforo, arsénico y antimonio, nitrógeno y deos, tenemos 285 00:26:37,690 --> 00:26:45,569 positivos más 3 y más 5 negativo únicamente el menos 3 carbono silicio de los carbonoideos 286 00:26:45,569 --> 00:26:53,750 positivos tenemos más 2 y más 4 negativo únicamente el menos 4 y en cuanto al cloro bromo yodo alógenos 287 00:26:53,750 --> 00:26:59,869 debajo del flúor tenemos como números de oxidación positivos más 1 más 3 más 5 y más 7 los posibles 288 00:26:59,869 --> 00:27:06,730 y como número de oxidación negativo únicamente el menos 1 este número de oxidación que corresponde 289 00:27:06,730 --> 00:27:11,650 los grupos poliatómicos lo habíamos visto en su momento porque a la hora de formular o bien de 290 00:27:11,650 --> 00:27:17,849 nombrar nos era muy útil. Teníamos el compuesto de amonio, el compuesto del cianuro, de lo que 291 00:27:17,849 --> 00:27:22,930 quiera que sea y podíamos pensar que en el de amonio el número de oxidaciones más uno, en los 292 00:27:22,930 --> 00:27:28,890 cianuros el número de oxidaciones menos uno a la hora de formular nos venía bien. Nosotros en lo 293 00:27:28,890 --> 00:27:34,190 que respecta a los números de oxidación dentro de las acciones redox no podríamos considerar el 294 00:27:34,190 --> 00:27:37,769 número de oxidación de un grupo poliatómico como un bloque, sino que 295 00:27:37,769 --> 00:27:41,589 tendríamos que descender a ver cuál es el número de oxidación de cada uno de 296 00:27:41,589 --> 00:27:45,670 los átomos. En este momento, que nosotros dijéramos 297 00:27:45,670 --> 00:27:50,470 el año pasado que el número de oxidación del amonio como tal es más uno, no nos 298 00:27:50,470 --> 00:27:54,490 llama la atención. Se corresponde con la carga iónica. Lo mismo, por ejemplo, con 299 00:27:54,490 --> 00:27:59,589 el número de oxidación menos uno para el caso del cianuro. Insisto que nosotros 300 00:27:59,589 --> 00:28:02,710 en esta unidad y en la siguiente, en lo que tiene que ver con las reacciones 301 00:28:02,710 --> 00:28:08,269 redox, necesitaríamos mirar el estado de agregación de los átomos dentro de los grupos. No nos vale 302 00:28:08,269 --> 00:28:12,809 con decir el grupo tiene tal número de oxidación. Tendríamos que comprobar el número de oxidación 303 00:28:12,809 --> 00:28:21,490 de cada uno de los átomos. En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, 304 00:28:21,769 --> 00:28:27,230 ejercicios y cuestionarios. Asimismo tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en 305 00:28:27,230 --> 00:28:32,569 la web. No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la 306 00:28:32,569 --> 00:28:35,910 unidad en el aula virtual. Un saludo y hasta pronto.