Tabla periódica con cargas iónicas comunes

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¿Qué es la carga iónica y por qué se forma?

Al combinarse con otros elementos, los átomos pueden perder o ganar electrones con la finalidad de adquirir una configuración electrónica más estable. Cuando esto sucede, el átomo que gana los electrones adquiere una carga eléctrica negativa, convirtiéndose así en un anión, mientras que el que los pierde adquiere una carga eléctrica positiva, convirtiéndose en un catión. En otras palabras, al intercambiar electrones y formar un enlace iónico, los átomos se convierten en iones.

Además de intercambiar electrones, los átomos también pueden compartirlos, formando así un enlace covalente. Este enlace puede ser polar si uno de los dos átomos atrae con mayor fuerza a los electrones que forman el enlace, generando cargas eléctricas parciales opuestas en los dos átomos enlazados.

El número de oxidación

A pesar de que muchos enlaces son covalentes y que en realidad el enlace 100% iónico no existe, resulta conveniente imaginarnos a todos los enlaces como si fueran enlaces iónicos. Esto facilita comprender el número de enlaces que cada elemento puede formar con otros elementos, y calcular las proporciones en las que estos se combinan. En este sentido, siempre que se forma cualquier compuesto, sea iónico o no, este se suele caracterizar por la carga eléctrica hipotética que tendría cada átomo si el enlace fuera 100% iónico y los electrones se transfirieran completamente al átomo más electronegativo. Esta carga iónica hipotética se denomina estado de oxidación o número de oxidación.

Los números de oxidación o cargas iónicas comunes

Cada elemento de la tabla periódica posee una serie de números de oxidación habituales que exhibe en los distintos compuestos de los que forma parte. Estos estados de oxidación determinan muchas de las propiedades y características de los compuestos. De hecho, pueden existir compuestos distintos formados por los mismos elementos y que difieren únicamente en el número de oxidación de uno de los elementos. Por ejemplo, el óxido férrico (Fe2O3), que contiene hierro en el estado de oxidación +3, es un óxido básico de color naranja oscuro, mientras que el óxido ferroso (FeO) es un sólido de color oscuro, casi negro.

El o los números de oxidación comunes a cada elemento dependen de su posición en la tabla periódica. Los elementos no metálicos pueden exhibir estados de oxidación tanto positivos como negativos, mientras que los metales solo presentan estados de oxidación positivos. En algunos casos, un mismo elemento puede exhibir cinco y hasta seis estados de oxidación distintos, dependiendo del elemento con el cual se combine y de las condiciones de reacción.

La tabla periódica del principio del artículo muestra los estados de oxidación más comunes para la mayoría de los elementos conocidos. Como se puede ver en ella, los metales alcalinos todos poseen un único número de oxidación, que es +1, los alcalinotérreos poseen +2 y los metales de transición del grupo 3, así como los elementos representativos del grupo 13 todos poseen el estado de oxidación +3. Esto se debe a que los estados de oxidación positivos suelen estar relacionados con el número de electrones que posee un átomo en su capa de valencia, ya que perder dichos electrones le permite adquirir la configuración electrónica de un gas noble.

Por otro lado, entre los no metales, el estado de oxidación negativo se puede determinar fácilmente contando el número de casillas a la derecha (sin contar la propia) que le falta recorrer para llegar al grupo de los gases nobles. Por ejemplo, el carbono está a cuatro casillas del neón, por lo que su estado de oxidación negativo es -4. Esto se debe a que este número representa la cantidad de electrones que el átomo debe ganar para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.

¿Para qué sirve la tabla periódica de números de oxidación?

Esta tabla periódica posee dos aplicaciones principales:

Ayuda a predecir la fórmula de los compuestos químicos binarios

La tabla anterior resulta muy práctica para predecir los distintos compuestos que se pueden formar al combinar dos elementos entre sí. Por ejemplo, al saber que los dos estados de oxidación más comunes del nitrógeno son +5 y -3, podemos utilizar esta información para predecir que, al unirse con hidrógeno (que es menos electronegativo), el nitrógeno adquirirá el estado de oxidación -3 mientras que el hidrógeno adquirirá +1, por lo que se formará un compuesto de fórmula NH3 (el amoníaco).

En cambio, si el nitrógeno se une al oxígeno, que es más electronegativo, es probable que forme un óxido con un estado de oxidación +5 (N2O5).

En nomenclatura tradicional

El sistema de nomenclatura tradicional de compuestos inorgánicos se basa en un sistema de prefijos y sufijos que se añaden a la raíz del nombre de los elementos que forman un compuesto. El sistema de prefijos y sufijos depende no solo del estado de oxidación de cada elemento en el compuesto, sino también de todos los demás estados de oxidación comunes que puede exhibir en otros compuestos.

En este sentido, la tabla periódica anterior resulta muy útil, ya que nos permite determinar, para la mayoría de los compuestos, su nombre tradicional a partir del estado de oxidación de cada elemento en el compuesto, y de los demás estados de oxidación posibles que se encuentran en la tabla.

Ejemplo:

En el SO3, el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2 (por ser más electronegativo que el azufre) por lo que el azufre debe poseer estado de oxidación +6 para asegurar la neutralidad del compuesto. Esto significa que el SO3 es el óxido ácido o anhídrido del azufre con estado de oxidación +6.

Para nombrar este compuesto según el sistema tradicional, buscamos las valencias o estados de oxidación comunes del azufre (que son +2, +4 y +6). Como el estado de oxidación +6 es el mayor de tres posibles estados de oxidación, las reglas de la nomenclatura tradicional dictan que a la raíz del nombre del azufre se debe añadir el sufijo “ico.”

En conclusión, el nombre del compuesto es anhídrido sulfúrico.

Referencias

Alonso, C. (2021, May 11). Número Oxidación. Alonso Formula. https://www.alonsoformula.com/inorganica/numero_oxidacion.htm

Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Química (11th ed.). McGraw-Hill Interamericana de España S.L.

EcuRed. (n.d.). Valencia (Química) – EcuRed. https://www.ecured.cu/Valencia_(Qu%C3%ADmica)

León, M., & Ceballos, M. (2012, October 21). Numero de oxidación (definición). María León & María Ceballos. https://leonceballos.wordpress.com/2012/10/21/numero-de-oxidacion-definicion/

MIQ: Estados o números de oxidación. (n.d.). MDP.EDU.AR. https://campus.mdp.edu.ar/agrarias/mod/page/view.php?id=4175

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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