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U09.1 Introducción - Contenido educativo

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Subido el 22 de agosto de 2021 por Raúl C.

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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares, 00:00:15
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. 00:00:25
En la videoclase de hoy introduciremos los números de oxidación. 00:00:33
En esta videoclase vamos a iniciar el estudio de las reacciones de reducción oxidación, 00:00:41
reacciones redox de forma abreviada, recordando el concepto de número de oxidación. Recordando 00:00:52
porque esto es algo que ya habíamos estudiado el año pasado en la física química de primero 00:00:59
de bachillerato en la unidad de formulación y nomenclatura de la química inorgánica. Comenzaba 00:01:02
directamente hablando de números de oxidación. Y en este curso de química de segundo de bachillerato 00:01:08
en la unidad 3, hablando de enlace químico, es algo de lo que ya habíamos hablado. Como podéis 00:01:13
ver, aquí tenemos la definición. El número de oxidación de un átomo es la hipotética carga 00:01:18
eléctrica que ese átomo tendría si todos los enlaces a elementos de distinta especie química 00:01:22
fueran completamente iónicos. Eso lo que quiere decir es que si estamos considerando una molécula 00:01:27
con enlaces covalentes, el par de electrones de enlace en cada uno de los enlaces, que os recuerdo 00:01:33
que está formado por un electrón de un átomo y otro electrón del otro átomo al cual está enlazado, 00:01:39
bien, pues como os digo, si ambos electrones del par de enlace estuvieran asignados al elemento 00:01:44
más electronegativo, consecuentemente el elemento más electronegativo ganaría una carga eléctrica 00:01:49
negativa y el elemento menos electronegativo se quedaría con una carga eléctrica positiva. 00:01:55
Hipotéticas, puesto que el enlace no es iónico, es covalente, pero si el enlace fuera iónico, 00:02:00
los electrones estarían asociados de esa manera. 00:02:06
Aquí tenemos una serie de ejemplos para ver cómo funciona. 00:02:10
Y el primero que vamos a considerar es el caso de la molécula de dihidrógeno, H2. 00:02:13
En este caso, ambos átomos de hidrógeno están unidos en tres imidientes en un enlace simple. 00:02:19
Están compartiendo el electrón de los respectivos orbitales 1s. 00:02:25
¿Qué es lo que ocurre en este caso? 00:02:30
Bueno, pues que no cumplimos con que tengamos átomos de elementos distintos. 00:02:32
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. 00:02:36
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. 00:02:46
si yo insistiera en romper el enlace 00:02:59
lo único que podría hacer es considerar que cada átomo de hidrógeno 00:03:02
se queda con su electrón, nada más 00:03:05
tendría especies absolutamente neutras 00:03:07
no puede ocurrir que este hidrógeno se quedara con el electrón del otro 00:03:10
porque sería igualmente probable que ocurriera al revés 00:03:13
y en este caso lo que voy a decir es que ambos átomos de hidrógeno 00:03:16
tienen un número de oxidación cero 00:03:19
no adquieren una carga eléctrica 00:03:21
si los enlaces fueran completamente iónicos 00:03:24
porque esto es algo que no puede ocurrir. Ese número de oxidación cero se representa encima 00:03:27
del átomo, aquí tenemos este cero, entre paréntesis, para no confundirlo en ningún momento con una 00:03:34
carga eléctrica real. El siguiente ejemplo que vamos a considerar es el caso de la molécula de 00:03:39
agua. Aquí tenemos la estructura de Lewis, tenemos el átomo de oxígeno, que es el más electronegativo 00:03:45
y que lo he representado en color azul, unido mediante enlaces simples con sendos átomos de 00:03:50
hidrógeno, que son los elementos menos electronegativos y que, para no 00:03:55
despistarnos, los he representado en color rojo. ¿Qué es lo que ocurriría si 00:03:59
estos enlaces que unen el oxígeno con el átomo de hidrógeno fueran 00:04:04
absolutamente iónicos? Bueno, pues que el átomo más electronegativo, en este 00:04:08
caso sería el oxígeno, se quedaría con el par de electrones de enlace. 00:04:13
Consecuentemente, en tal caso, el oxígeno se quedaría con dos electrones 00:04:17
extra con respecto a los que tenía inicialmente, el de este hidrógeno y el de este otro. Y me 00:04:21
quedaría un oxígeno rodeado con todos los electrones, los suyos y los de enlace que 00:04:27
provenían del hidrógeno, y se quedaría el oxígeno con carga eléctrica 2 menos, con dos cargas 00:04:32
eléctricas negativas correspondientes a esos dos electrones, uno de cada uno de los átomos de 00:04:39
hidrógeno. ¿Qué ocurriría con los átomos de hidrógeno? Pues que perderían su electrón. Se irían 00:04:43
con el átomo más electronegativo que sería el oxígeno. Y consecuentemente me quedaría 00:04:49
únicamente el núcleo del átomo de hidrógeno y lo que tendría serían hidrones con su 00:04:53
carga eléctrica positiva. Así que si los enlaces fueran completamente iónicos, yo 00:04:58
lo que tendría es que el oxígeno formaría aniones con dos cargas negativas y los hidrógenos 00:05:03
formarían cationes con una carga positiva. Pues bien, esos son los números de oxidación, 00:05:10
el menos 2 para el oxígeno y el más 1 para el hidrógeno que tenemos aquí representados encima 00:05:14
del hidrógeno el más 1 encima del oxígeno el menos 2 y una vez más entre paréntesis para no 00:05:20
poder confundirlo con una carga eléctrica exactamente igual con todos los demás ejemplos 00:05:26
un poco más de prisa aquí lo que tengo es para considerar la molécula de amoníaco aquí tengo 00:05:31
la estructura de Lewis el átomo más electronegativo es el nitrógeno y el átomo menos electronegativo 00:05:37
en el enlace sería el hidrógeno. ¿Qué es lo que ocurriría si esos enlaces fueran 00:05:42
completamente iónicos? Pues que los electrones de enlace se irían con el nitrógeno, que 00:05:47
ganaría 1, 2, 3 electrones, los correspondientes a los tres átomos de hidrógeno. Aquí tengo 00:05:52
el nitrógeno rodeado de los electrones con carga eléctrica 3 menos. Así que el número 00:05:58
de oxidación del nitrógeno en la molécula de amoníaco sería menos 3. Aquí lo tengo 00:06:03
representado. En el caso del hidrógeno sería más 1 por exactamente la misma razón por 00:06:07
la que lo era en el caso de la molécula de agua en el ejemplo anterior. Puesto que el hidrógeno es 00:06:12
menos electronegativo que el nitrógeno, si el enlace fuera absolutamente o completamente iónico, 00:06:17
el hidrógeno perdería el electrón y se convertiría en un hidrón. Se quedaría en el núcleo desnudo 00:06:23
con una carga eléctrica más uno positiva. Y aquí tengo el número de oxidación más uno. 00:06:28
Otro ejemplo sería el trifluoruro de boro. Aquí, en este caso, el átomo más electronegativo en el 00:06:36
enlace entre el flúor y el boro es el flúor. Aquí lo tengo representado de azul. Y el 00:06:42
boro lo tengo representado de rojo, puesto que sería el elemento menos electronegativo. 00:06:46
¿Qué es lo que ocurriría si estos enlaces fueran completamente iónicos? Pues que el 00:06:51
flúor, que es el elemento más electronegativo, se llevaría los electrones de enlace que 00:06:55
está aportando el boro. Cada uno de los átomos de flúor se quedaría con el electrón correspondiente 00:06:59
y todos los átomos de flúor quedarían con una carga eléctrica negativa. ¿Qué le ocurre 00:07:05
al boro, que perdería los 1, 2, 3 electrones con los que está formando enlace con los correspondientes 00:07:10
átomos de flúor y, consecuentemente, se iba a quedar con una carga eléctrica positiva 3+. Así 00:07:17
que, en este caso, el flúor tendría número de oxidación menos 1, recordando esta carga eléctrica 00:07:22
negativa, y el boro tendría número de oxidación más 3, recordando esta carga eléctrica 3+. 00:07:27
El último ejemplo es el caso de la molécula de dióxido de carbono. Aquí tenemos la estructura 00:07:34
de Lewis, y tenemos el átomo de carbono, que es el menos electronegativo, unido con 00:07:40
enlaces dobles, con sendos átomos de oxígeno, que son los más electronegativos. Este es 00:07:45
un ejemplo en el cual tenemos enlaces que no son necesariamente simples. Pero el funcionamiento 00:07:49
es exactamente el mismo. Puesto que el oxígeno es el átomo más electronegativo, se quedaría 00:07:55
con los electrones de enlace, con todos. Y, consecuentemente, cada átomo de oxígeno 00:08:00
le estaría robando dos electrones al átomo de carbono, los que tenemos aquí formando 00:08:04
el enlace. Y, consecuentemente, el oxígeno se quedaría si todos los enlaces fueran iónicos con 00:08:08
carga 2 menos y aquí está el número de oxidación menos 2 encima del oxígeno. En cuanto al átomo de 00:08:14
carbono, por ser el átomo menos electronegativo en estos enlaces, perdería todos los electrones y se 00:08:20
quedaría con carga eléctrica 4 más. Y este es el número de oxidación más 4 que tendría el carbono 00:08:27
en esta molécula. Insisto en que este es el número de oxidación del carbono en esta molécula del 00:08:32
oro en esta molécula, del nitrógeno en esta molécula, porque dependiendo de cuáles sean los 00:08:38
enlaces de los átomos con los que está enlazado cada uno de estos átomos, el número de oxidación 00:08:44
puede diferir. Y eso lo veremos un poquito más adelante cuando veamos la determinación del 00:08:48
número de oxidación inmediatamente a continuación. En la sección anterior hemos estado determinando 00:08:54
los números de oxidación de los átomos en distintos ejemplos, teniendo en consideración 00:09:01
la diferencia de electronegatividad y prediciendo si tal o cual enlace covalente fuera iónico, 00:09:06
a dónde irían los electrones del par de enlace, al cual sería el elemento más electronegativo 00:09:13
y haciendo el conteo de cómo se quedarían las distintas cargas eléctricas. Nosotros 00:09:19
no vamos a hacer eso cuando necesitemos determinar los números de oxidación en las moléculas 00:09:24
puesto que no vamos a tener en mente las diferencias de electronegatividades entre todas las parejas 00:09:29
posibles de átomos. Y entonces lo que vamos a hacer es considerar una serie de reglas determinadas 00:09:34
por Rayupa, como veis aquí, que nos van a permitir determinar de una forma relativamente sencilla los 00:09:39
números de oxidación de todos los átomos en los compuestos en los que los necesitemos. Vamos a ir 00:09:44
viendo las de una en una y vamos a ir viendo distintos ejemplos. En primer lugar, tenemos que 00:09:49
tener en mente que el estado de oxidación de un elemento en estado libre, cuando no está combinado 00:09:54
con otros es idénticamente cero. Tanto para los elementos metálicos como para los elementos no 00:09:58
metálicos como el carbono, que pueden formar una red covalente. Podemos tener carbono en forma de 00:10:06
grafito, carbono en forma de diamante. Los elementos no metálicos que forman moléculas diatómicas, 00:10:12
diatómicas lo que corresponda, como para los gases nobles que no forman moléculas. En cualquier caso, 00:10:18
siempre que tengamos una especie pura, un elemento en estado libre, no combinado con otros de otra 00:10:23
especie distinta, el número de oxidación va a ser idénticamente cero. La primera regla, sencilla. 00:10:28
La siguiente, el estado de oxidación de un ión monoatómico va a coincidir con la carga del ión, 00:10:35
tanto si se trata de un cation, aquí tenemos potasio, magnesio, son los correspondientes 00:10:42
cationes de un elemento alcalino, un elemento alcalino térreo, como si tengo un no metal, 00:10:48
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. 00:10:52
esto que tengo aquí es el número de carga 00:11:08
y lo que tengo es el signo 00:11:12
puesto al valor numérico 00:11:15
lo que tengo aquí entre paréntesis encima de cada átomo 00:11:17
es el estado de oxidación, el número de oxidación 00:11:20
y aquí lo que tengo es el signo antepuesto al valor numérico 00:11:23
cuidado con no confundir ambas dos cosas 00:11:27
no es lo mismo el 2 menos de la carga del azufre 00:11:29
que menos 2 que sería el número de oxidación 00:11:33
de este ánion 00:11:35
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. 00:11:38
Así que no siempre el hidrógeno va a tener el mismo número de oxidación. 00:11:54
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. 00:11:59
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. 00:12:08
Es fácil de entender la razón de esta regla. 00:12:20
en este caso el elemento más electronegativo es el cloro aquí es el azufre si los enlaces fueran 00:12:22
completamente iónicos el par de electrones de enlace se los llevaría en este caso al azufre 00:12:29
en este caso el cloro y el hidrógeno se convertiría en un hidrón perdiendo el electrón de ahí el más 00:12:34
uno aquí en cambio el elemento más electronegativo en la pareja de el hidrógeno con estos metales es 00:12:39
el hidrógeno consecuentemente si el enlace fuera iónico en lugar de ser covalente si fuera iónico 00:12:46
puro, el par de electrones de enlace en este caso se lo llevaría el hidrógeno y por eso el hidrógeno 00:12:51
tiene el número de oxidación menos uno, reseñando que en tal caso el hidrógeno se quedaría con el 00:12:56
electrón del elemento metálico. La siguiente regla se refiere al oxígeno. Nosotros nos vamos a 00:13:02
encontrar en este curso los átomos de oxígeno en los óxidos, en los peróxidos, y lo que tenemos 00:13:10
que tener en mente es que el estado de oxidación del oxígeno es menos 2 en una amplia mayoría de 00:13:16
los casos. En los peróxidos no, en los peróxidos el número de oxidación va a ser menos 1 y cuando 00:13:22
está unido al flúor, el flúor es el elemento más electronegativo de todos, en ese caso va a tener 00:13:29
como número de oxidación más 2. Aquí tenemos unos cuantos ejemplos. El caso del oxígeno unido al 00:13:35
flúor sería este que tenemos aquí, el difluoruro de oxígeno, el flúor de oxígeno. Como comentábamos 00:13:41
antes, si el flúor es el elemento más electronegativo, el flúor va a tener número de oxidación negativo 00:13:49
porque si este enlace fuera completamente iónico, el flúor se quedaría con el par de electrones de 00:13:54
enlace y, consecuentemente, el oxígeno tendría que tener el número de oxidación positivo, puesto 00:13:59
que perdería el par de electrones de enlace. El oxígeno es el segundo átomo más electronegativo 00:14:04
de todos. Consecuentemente, en las uniones del oxígeno con el resto de átomos, el oxígeno va a 00:14:09
tener el número de oxidación negativo. Es más electrón negativo, se va a quedar con el par de 00:14:15
electrones de enlace. Y aquí tenemos el caso de la molécula de agua, donde el oxígeno tendría 00:14:19
número de oxidación menos 2. Tengo el caso de la molécula de dióxido de carbono, donde el oxígeno 00:14:25
tiene número de oxidación menos 2. Tengo la molécula de agua, tengo el peróxido de hidrógeno, 00:14:31
el agua oxigenada como nombre vulgar. Y aquí vemos que el oxígeno tiene número de oxidación 00:14:37
menos uno. Es la excepción. En los óxidos el oxígeno tiene un número de oxidación menos dos, 00:14:43
en los peróxidos va a tener un número de oxidación menos uno. Y fundamentalmente si nos 00:14:50
encontráramos con un peróxido va a ser precisamente este, el peróxido de hidrógeno, el agua oxigenada. 00:14:55
En el caso de los compostos iónicos la siguiente regla me dice que el estado de oxidación del 00:15:02
elemento metálico va a ser positivo e igual a la carga de león del correspondiente elemento 00:15:06
metálico. Tiene todo el sentido del mundo. Cuando tenemos la unión formando un compuesto 00:15:13
iónico vamos a tener habitualmente un elemento metálico y un elemento no metálico. Los elementos 00:15:21
no metálicos van a tener mayor electronegatividad que los metálicos y, consecuentemente, los 00:15:28
elementos metálicos van a ceder electrones. Eso lo sabemos cuando estudiamos enlace iónico. 00:15:33
Consecuentemente, esperamos que los elementos metálicos en los compuestos iónicos tengan el 00:15:39
número de oxidación positivo y, consecuentemente, no se dice en la regla, pero es la contrapartida, 00:15:44
los elementos no metálicos van a tener número de oxidación negativo. ¿Cuál va a ser el valor del 00:15:51
estado de oxidación? El que correspondería a los correspondientes cationes. Estamos hablando 00:15:58
el elemento metálico, o bien de los correspondientes aniones, en el caso de los elementos no metálicos. 00:16:02
Así que cloruro de sodio, sodio es un metal alcalino, su número de oxidación va a ser más 1, 00:16:08
puesto que tiene tendencia a perder ese electrón. El fluoruro de magnesio, el magnesio es un metal 00:16:14
alcalino térreo, pues su número de oxidación va a ser más 2. Tiene tendencia a perder los dos 00:16:20
electrones que se encuentran en el orbital S. No nos vamos a restringir únicamente a metales 00:16:25
alcalinos y alcalinotérreos. Aquí tenemos el caso de un metal de transición. Tenemos el sulfuro de 00:16:32
plata. Bueno, pues en este caso la plata, este es el elemento metálico, tiene el número de oxidación 00:16:38
más uno. Tiene tendencia a perder un electrón. La siguiente regla a continuación nos habla de qué es 00:16:42
lo que ocurre en los compostos covalentes. Como podemos ver, lo que nos dice es que el número de 00:16:50
oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo y todos los demás son positivos. 00:16:55
Esto lo hemos estado comentando anteriormente cuando teníamos compostos binarios formados por dos especies atómicas distintas. 00:17:00
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 00:17:07
y el positivo se le iba a quedar el elemento menos electronegativo. 00:17:15
Cuando tenemos dos especies es bastante sencillo. El más electronegativo, el número de oxidación negativo. El otro, el número de oxidación positivo. 00:17:19
Pero, ¿qué es lo que ocurre si tenemos un compuesto covalente ternario o bien cuaternario? 00:17:26
Cuando tenemos más de dos especies químicas, dos especies atómicas diferentes. 00:17:31
Bueno, pues en tal caso esta regla lo que nos está diciendo es que va a haber uno único, 00:17:36
una única especie atómica que tenga número de oxidación negativo. 00:17:40
Los demás van a ser positivos. 00:17:44
Y aquí tenemos el caso, el ejemplo del ácido sulfúrico. 00:17:45
El elemento más electronegativo en los oxoácidos va a ser siempre el oxígeno. 00:17:49
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. 00:17:55
Todas las demás especies atómicas tendrán número de oxidación positivo. 00:18:08
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. 00:18:13
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. 00:18:25
vuelvo al ácido sulfúrico el oxígeno tiene el número de oxidación menos dos porque es lo que 00:18:39
dice la regla este hidrógeno no está formando un hidrógeno metálico este hidrógeno tiene el 00:18:45
número de oxidación más uno no hay ninguna duda pero qué es lo que ocurre con el azufre azufre 00:18:50
sabemos que puede tener distintos números de oxidación posibles cuál es el que corresponde 00:18:56
a este compuesto químico en concreto bueno pues para ese tipo de casos para determinar el número 00:19:01
de oxidación de una especie atómica que necesitamos y que no conocemos, vamos a utilizar 00:19:06
esta regla. Veamos, el oxígeno tiene que tener número de oxidación menos 2, cada uno de los 00:19:11
cuatro. El hidrógeno tiene número de oxidación más 1, cada uno de los dos. ¿Cuál es el número 00:19:18
de oxidación del azufre? Bueno, pues sabiendo que la suma de todos los números de oxidación tiene 00:19:24
que ser 0. La contribución negativa que es la del oxígeno, menos 2 por 4, es igual a menos 8. La 00:19:30
contribución positiva de los dos hidrógenos, más 1 por 2, es más 2. Si tengo menos 8 negativos y más 00:19:38
2 positivo, para que la suma fuera 0, necesariamente el azufre tendría que tener número de oxidación 00:19:46
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 00:19:51
caso del oxígeno. Esto se puede hacer y es algo que vamos a hacer habitualmente con todas las demás 00:20:01
especies, con todos los demás ejemplos. Aquí tengo por ejemplo el dicloruro de manganeso. El cloro 00:20:08
tiene número de oxidación menos uno. Es un elemento halógeno cuando actúa con 00:20:16
número de oxidación negativo y tiene que ser negativo puesto que este es un 00:20:21
compuesto iónico. Ya hemos quedado en una de las reglas anteriores que el elemento 00:20:25
metálico tiene número de oxidación positivo y el negativo le correspondería 00:20:29
al no metal. Bueno, pues el cloro tiene que tener un número de oxidación menos 00:20:32
uno. Tengo dos cloros, la contribución negativa en esta molécula del número de 00:20:36
oxidación es menos dos. El manganeso tiene que tener un número de oxidación 00:20:40
más 2 para que la suma sea 0. Aquí lo que tengo es el ácido perclórico. Igualmente, el cloro en 00:20:44
los oxoácidos puede tener varios números de oxidación posible. ¿Cuál le corresponde el ácido 00:20:54
perclórico? Bueno, pues el oxígeno tiene número de oxidación menos 2. Tengo 4 oxígenos, así que la 00:20:58
contribución negativa es menos 8. Hidrógeno tengo sólo 1 con número de oxidación más 1, así que de 00:21:04
momento sólo con este hidrógeno la contribución es más 1 menos 8. En la 00:21:11
contribución negativa el cloro necesariamente tiene que tener el número 00:21:15
de oxidación más 7 para que si 1 más 7 igual a 8 compense al menos 8 del menos 00:21:18
2 por 4 en el caso de los oxígenos. He dicho que este es el ácido perclórico 00:21:24
porque sé de memoria que HClO4 corresponde a tal nombre. Si no supiera 00:21:30
cuál es el nombre que corresponde a esta fórmula lo que tendría que hacer es 00:21:35
determinar el número de oxidación del cloro, en este caso es 7, y sabiendo que los números de 00:21:38
oxidación posibles son 1, 3, 5, 7, que es el mayor de cuatro casos posibles, aquí ya tengo, ya puedo 00:21:43
utilizar la regla de la formulación de la nomenclatura, en este caso de la química inorgánica, 00:21:49
que me dice que este nombre, la nomenclatura tradicional, es ácido perclórico. Esto en el 00:21:54
caso de compuestos neutros. ¿Qué es lo que ocurre si tengo un compuesto con una carga eléctrica no 00:22:02
nula con un anión o con un catión? Pues es exactamente lo mismo. En este caso la regla, 00:22:08
la última, me dice que la suma de todos los estados de oxidación en un ión poliatómico 00:22:13
tiene que ser igual a la carga del ión. Y aquí tengo distintos ejemplos. Aquí tengo el ión 00:22:18
carbonato con carga eléctrica 2 menos. Yo sé que los oxígenos tienen un número de oxidación menos 00:22:23
2, menos 2 por 3 es menos 6. Para que la suma de las cargas, la carga positiva del carbono y menos 00:22:29
6 de los oxígenos me dé menos 2, que sería lo que correspondería a la carga de león, 00:22:37
necesariamente el carbono tiene que tener el número de oxidación más 4. Y así, más 00:22:43
4. Menos 2 por 3, que es menos 6, más 4, menos 6, es igual a menos 2. Se corresponde 00:22:47
con la carga eléctrica. Aquí tengo el león permanganato y exactamente igual. Menos 2 00:22:52
por 4 es igual a menos 8. Para que la suma del número de oxidación del manganeso y 00:22:58
ese menos 8 me dé menos 1, que es la carga eléctrica, el manganeso tiene que tener 00:23:03
número de oxidación más 7. Y por último, aquí 00:23:07
tengo un ejemplo que proviene de la química orgánica. Este 00:23:11
es el ión metanoato. Igual que ocurre antes, 00:23:15
pues yo sé que cada uno de estos oxígenos va a tener número de oxidación menos 2, 00:23:19
el hidrógeno tiene número de oxidación más 1, y para que 00:23:24
la suma del 1 menos 2 menos 2 y el número de oxidación del carbono 00:23:27
me dé menos 1. Bueno, pues esta carga es más 1. 00:23:31
Los dos números de oxidación negativo me dan un menos 4. Necesariamente el carbono 00:23:35
tiene que tener el número de oxidación más 2. 1 más 2 es 3. Menos 4 es igual a 00:23:39
menos 1. Se corresponde con esta carga. Para finalizar esta videoclase 00:23:43
vamos a echar un vistazo a esta tabla. Es la misma que teníais 00:23:49
el año pasado en la unidad de formulación y nomenclatura de la química inorgánica. 00:23:53
Y en ella lo que tenemos son los números de oxidación 00:23:58
más probables para los distintos elementos metálicos, no metálicos e incluso para grupos 00:24:01
poliatómicos que funcionan como un conjunto, como un bloque completo y que no está de más tener en 00:24:07
mente. Como podéis ver, por ejemplo, con un único número de oxidación más uno nos encontramos a 00:24:14
todos los elementos, a todos los metales alcalinos y la plata. Eso quiere decir que si en un momento 00:24:20
dado me pregunto por cuál es el número de oxidación de la plata, no tengo que calcular 00:24:25
nada. Si sé que es más uno el único posible, automáticamente voy a poner más uno. Lo mismo 00:24:29
con el valor más dos. Se corresponde con los metales alcalinotérreos. Aquí tenemos el zinc 00:24:34
y el cadmio. Con números de oxidación más o menos tres, este menos tres entre paréntesis es menos 00:24:40
habitual, pues tenemos el boro y el aluminio. Con números de oxidación posibles o bien uno o bien 00:24:47
2, tenemos el cobre y el mercurio. Si tenemos un compuesto con cobre o con mercurio, puedo tener 00:24:54
esa duda. Número de oxidación más 1 o más 2. Y utilizando las reglas anteriores puedo determinarlo. 00:25:00
En este caso no sé directamente que el valor es más 2 o que es más 1, sino que tendría que 00:25:06
calcularlo. En el caso del oro, el más probable es el 3, más 1 es posible. Hierro, cobalto, níquel, 00:25:11
los números de oxidación posibles son más 2 y más 3. En cuanto al cromo, nos lo podemos 00:25:18
encontrar con el valor más 2, es menos habitual, pero también nos vamos a encontrar con números 00:25:25
de oxidación más 3 y más 6, que son el valor más 6 en el que nos lo vamos a encontrar 00:25:30
en los cromatos y en los dicromatos. En cuanto al manganeso, los números de oxidación más 00:25:35
habituales son 2, 4, pero también puede ser más 6, menos habitual en los manganatos, y más 7 en los 00:25:43
permanganatos. En cuanto al platino, el plomo y el estaño, los números de oxidación más probables son 00:25:50
más 2 y más 4. En los no metales tenemos el flúor con número de oxidación menos 1, el hidrógeno con 00:25:57
número de oxidación menos 1 y más 1, ya lo hemos comentado en la regla correspondiente, el oxígeno 00:26:05
igualmente. Números de oxidación, menos 1, menos 2 y más 2, menos 1 y más 2, menos habituales. En 00:26:10
los peróxidos, en los compuestos con el flúor y el menos 2, el más habitual. Azufre, selenio y 00:26:16
teluro, los elementos anfígenos, tienen números de oxidación positivos, más 2, más 4 y más 6 y 00:26:23
negativo únicamente el menos 2. Nitrógeno, fósforo, arsénico y antimonio, nitrógeno y deos, tenemos 00:26:30
positivos más 3 y más 5 negativo únicamente el menos 3 carbono silicio de los carbonoideos 00:26:37
positivos tenemos más 2 y más 4 negativo únicamente el menos 4 y en cuanto al cloro bromo yodo alógenos 00:26:45
debajo del flúor tenemos como números de oxidación positivos más 1 más 3 más 5 y más 7 los posibles 00:26:53
y como número de oxidación negativo únicamente el menos 1 este número de oxidación que corresponde 00:26:59
los grupos poliatómicos lo habíamos visto en su momento porque a la hora de formular o bien de 00:27:06
nombrar nos era muy útil. Teníamos el compuesto de amonio, el compuesto del cianuro, de lo que 00:27:11
quiera que sea y podíamos pensar que en el de amonio el número de oxidaciones más uno, en los 00:27:17
cianuros el número de oxidaciones menos uno a la hora de formular nos venía bien. Nosotros en lo 00:27:22
que respecta a los números de oxidación dentro de las acciones redox no podríamos considerar el 00:27:28
número de oxidación de un grupo poliatómico como un bloque, sino que 00:27:34
tendríamos que descender a ver cuál es el número de oxidación de cada uno de 00:27:37
los átomos. En este momento, que nosotros dijéramos 00:27:41
el año pasado que el número de oxidación del amonio como tal es más uno, no nos 00:27:45
llama la atención. Se corresponde con la carga iónica. Lo mismo, por ejemplo, con 00:27:50
el número de oxidación menos uno para el caso del cianuro. Insisto que nosotros 00:27:54
en esta unidad y en la siguiente, en lo que tiene que ver con las reacciones 00:27:59
redox, necesitaríamos mirar el estado de agregación de los átomos dentro de los grupos. No nos vale 00:28:02
con decir el grupo tiene tal número de oxidación. Tendríamos que comprobar el número de oxidación 00:28:08
de cada uno de los átomos. En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, 00:28:12
ejercicios y cuestionarios. Asimismo tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en 00:28:21
la web. No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la 00:28:27
unidad en el aula virtual. Un saludo y hasta pronto. 00:28:32
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
75
Fecha:
22 de agosto de 2021 - 13:12
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
29′ 03″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
45.96 MBytes

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