Estado de oxidação - Oxidation state


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O estado de oxidação , por vezes referido como o número de oxidação , descreve o grau de oxidação (perda de electrões ) de um átomo de um composto químico . Conceptualmente, o estado de oxidação, que pode ser positivo, negativo ou nulo, é o hipotético carga que um átomo teria se todas as ligações a átomos de diferentes elementos eram 100% iónica , sem covalente componente. Isso nunca é exatamente verdade para os títulos reais.

O termo oxidação foi utilizado pela primeira vez por Antoine Lavoisier para significar a reacção de uma substância com oxigénio. Muito mais tarde, realizou-se que a substância, depois de ser oxidado, perde electrões, e o significado foi estendido para incluir outras reacções , em que os electrões são perdidos, independentemente de oxigénio estava envolvido.

Estados de oxidação são tipicamente representados por números inteiros que podem ser positiva, nula ou negativa. Em alguns casos, o estado de oxidação média de um elemento é uma fracção, tal como 8 / 3 para o ferro em magnetite ( Fe
3
ó
4
). O estado de oxidação mais elevado conhecido é relatada como sendo 9 notetroxoiridium (IX)catião (IrO +
4
). Prevê-se que mesmo um estado de oxidação 10 pode ser obtida porplatinano catião tetroxoplatinum (X) (PtO 2 +
4
). O estado de oxidação mais baixo é de -4, como porcarbonoemmetanoou decrómioem [Cr (CO)4]4-.

O aumento no estado de oxidação de um átomo, por meio de uma reacção química, é conhecida como uma oxidação; uma diminuição no estado de oxidação é conhecida como uma redução . Tais reacções envolve a transferência formal de electrões: um ganho líquido na electrões sendo uma redução e uma perda líquida de electrões sendo uma oxidação. Para elementos puros, o estado de oxidação é igual a zero.

O estado de oxidação de um átomo não representa a carga "real" em que átomo, ou qualquer outra propriedade atômica real. Isto é particularmente verdadeiro para estados de oxidação elevado, onde a energia de ionização necessária para produzir um ião positivo Multiply é muito maior do que as energias disponíveis em reacções químicas. Além disso, os estados de oxidação dos átomos de um dado composto pode variar dependendo da escolha de electronegatividade escala utilizada no seu cálculo. Assim, o estado de oxidação de um átomo de um composto é puramente um formalismo. No entanto, é importante para a compreensão das convenções de nomenclatura de compostos inorgânicos. Além disso, um certo número de observações relativas a reacções químicas pode ser explicado a um nível de base em termos de estados de oxidação.

Na nomenclatura inorgânico, o estado de oxidação é representado por um número romano colocado depois do nome do elemento dentro de um parêntesis ou como um expoente depois de o elemento de símbolo.

definição da IUPAC de estado de oxidação

Estado de oxidação

A "definição abrangente do estado de oxidação prazo (Recomendações da IUPAC 2016)" foi publicado, com acesso gratuito. É uma destilação de um IUPAC relatório técnico "Rumo a uma definição abrangente de estado de oxidação" a partir de 2014. A corrente IUPAC Gold Book definição de estado de oxidação é:

estado de oxidação de um átomo é o responsável por este átomo após aproximação iônica de seus títulos heteronucleares ...

e o termo número de oxidação é quase sinónimos.

O princípio subjacente é que os sinais iónicos para dois átomos que estão ligados, são deduzidas a partir da distribuição de electrões num LCAO-MO modelo. Em um vínculo entre dois elementos diferentes, os elétrons do título são atribuídos a seu principal colaborador atômica; em uma ligação entre dois átomos do mesmo elemento, os electrões são divididas igualmente. Na prática, o sinal da aproximação iônica segue eletronegatividades Allen :

Eletronegatividade utilizando a escala Allen
grupo  → 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
↓  Período
1 H
2,300
ele
4.160
2 Li
0,912
Seja
1.576
B
2.051
C
2,544
N
3,066
O
3.610
F
4,193
Ne
4,787
3 Na
0,869
mg
1,293
al
1.613
Si
1.916
P
2,253
S
2.589
Cl
2,869
Ar
3,242
4 K
0,734
Ca
1,034
Sc
1,19
Ti
1,38
V
1,53
Cr
1,65
Mn
1,75
Fe
1,80
co
1,84
Ni
1,88
Cu
1,85
Zn
1,59
Ga
1.756
Ge
1.994
como
2.211
Se
2,424
Br
2.685
kr
2,966
5 Rb
0,706
Sr
0,963
Y
1,12
Zr
1,32
Nb
1,41
Mo
1,47
Tc
1,51
ru
1,54
Rh
1,56
Pd
1,58
Ag
1.87
Cd
1,52
em
1.656
Sn
1.824
Sb
1.984
te
2.158
I
2.359
Xe
2.582
6 Cs
0,659
Ba
0,881
Lu
1,09
Hf
1,16
Ta
1,34
W
1,47
re
1,60
Os
1,65
Ir
1,68
Pt
1,72
Au
1,92
Hg
1,76
Tl
1.789
Pb
1,854
bi
2,01
Po
2,19
no
2,39
Rn
2,60
7 fr
0,67
Ra
0,89
Veja também: eletronegatividades dos elementos (página de dados)

Determinação do estado de oxidação

Embora os níveis iniciais de uso ensino de química postulada estados de oxidação, a recomendação IUPAC eo Livro de Ouro lista de inscritos dois algoritmos inteiramente gerais para o cálculo dos estados de oxidação de elementos em compostos químicos.

abordagem simples, sem considerações de ligação

química introdutória utiliza postulados: o estado de oxidação de um elemento numa fórmula química é calculada a partir da carga total e postulou estados de oxidação para todos os outros átomos.

Um exemplo simples é baseada em dois postulados,

  1. OS = 1 para hidrogénio
  2. OS = -2 para oxigénio

onde OS significa estado de oxidação. Esta abordagem produz estados de oxidação correctas em óxidos e hidróxidos de um único elemento, e em ácidos, tais como H 2 SO 4 ou H 2 Cr 2 O 7 . Sua cobertura pode ser estendida ou por uma lista de exceções ou atribuindo prioridade aos postulados. Os últimos trabalhos de H 2 O 2 em que a prioridade de uma regra deixa ambos os oxigénios com estado de oxidação -1.

postulados adicionais e sua classificação pode expandir a gama de compostos para caber âmbito de um livro didático. Como exemplo, um algoritmo postulatórias de muitos possível; em uma sequência de prioridade decrescente:

  1. Um elemento em uma forma livre tem OS = 0.
  2. Em um composto ou de iões, soma dos estados de oxidação é igual à carga total do composto ou de iões.
  3. Flúor em compostos tem OS = -1; esta estende-se a cloro e bromo apenas quando não ligado a um isqueiro de halogénio, oxigénio ou azoto.
  4. Grupo 1 e do grupo 2 de metais em compostos têm OS = 1 e 2, respectivamente.
  5. Hidrogénio tem OS = 1, mas adopta -1 quando ligado como um hidreto de metais ou metalóides.
  6. Oxigénio em compostos tem OS = -2.

Este conjunto de postulados abrange estados de oxidação de fluoretos, cloretos, brometos, óxidos, hidróxidos e hidretos de um único elemento. Abrange todas as oxoácidos de qualquer átomo central (e todos os seus fluoro-, cloro- e bromo-parentes), assim como sais de tais ácidos com o grupo 1 e 2 metais. Abrange também iodetos , sulfetos e sais simples semelhantes destes metais.

Algoritmo de títulos atribuindo

Este algoritmo é realizada numa estrutura de Lewis (uma fórmula que mostra todos os electrões de valência ). O estado de oxidação é igual à carga de um átomo após suas ligações heteronucleares foram atribuídos ao parceiro mais electronegativo ( excepto quando parceiro que é um ligando de ácido de Lewis ligados de forma reversível ) e ligações homonucleares foram divididos igualmente:

1oxstate.svg

onde "-" é um par de electrões, e OS é o estado de oxidação como uma variável numérica.

Depois dos electrões foram atribuídos de acordo com as linhas vermelhas verticais na fórmula, o número total de electrões de valência que agora "pertence" a cada átomo são subtraídos do número N de electrões de valência do átomo neutro (tal como 5 para o azoto em grupo 15 ), para se obter o estado de oxidação do átomo de que.

Este exemplo mostra a importância de descrever a ligação. A sua fórmula resumo, HNO 3 , corresponde a dois iseros estruturais ; o ácido peroxinitroso na figura de cima e a mais estável de ácido nítrico . Com a fórmula HNO 3 , a abordagem simples sem considerações de colagem produz -2 para todos os três átomos de oxigénio e 5 para o azoto, que é correcto para o ácido nítrico. Para o ácido peroxinitroso, no entanto, os dois oxigénios no ligação O-S têm cada OS = -1 e o azoto tem OS = 3, o que exige uma estrutura para compreender.

Os compostos orgânicos são tratados de um modo semelhante; exemplificado aqui em grupos funcionais que ocorrem entre CH 4 e CO 2 :

3oxstate.svg

Analogamente para de metais de transição compostos; CrO (O 2 ) 2 do lado esquerdo tem um total de 36 electrões de valência (18 pares a ser distribuído), e Cr (CO) 6 na direita tem 66 electrões de valência (es) de 33:

2oxstate.svg

Um passo chave é o desenho da estrutura de Lewis da molécula (neutro, catiónico, aniónico): Símbolos de átomos estão dispostos de modo que os pares de átomos podem ser unidos por ligações de dois electrões individuais como na molécula (uma espécie de estrutura de "esqueleto") , e os restantes são distribuídos electrões de valência tal que os átomos sp obter um octeto (dueto para o hidrogénio) com prioridade que aumenta com electronegatividade. Em alguns casos, isso leva a fórmulas alternativas que diferem em ordens de obrigações (o conjunto completo de que é chamado de fórmulas de ressonância ). Considere o sulfato de anião ( SO 24
com 32; 24 electrões de valência a partir de átomos de oxigénio, de enxofre a partir de 6, 2 da carga anião obtido a partir do catião implícita). Os pedidos de títulos para os oxigénios terminais não têm qualquer efeito sobre o estado de oxidação, desde que os oxigénios têm octetos. A estrutura do esqueleto, superior esquerdo já, produz os estados de oxidação corretos, assim como a estrutura de Lewis, superior direita (uma das fórmulas de ressonância):

7oxstate.svg

A fórmula ligação-fim, no fundo, está mais próximo da realidade de quatro átomos de oxigénio equivalentes cada um tendo uma ordem de ligação total de 2. Este total inclui a ligação de ordem 1 / 2 para o catião implícita e segue a 8 -  N regra que exige que o principal ordem de ligação do átomo de -group é igual a 8 menos N electrões de valência do átomo neutro, executada com prioridade que aumenta com electronegatividade.

Este algoritmo funciona igualmente para catiões moleculares compostos por vários átomos. Um exemplo é o de amónio catião de 8 electrões de valência (5 a partir de azoto, 4 a partir de átomos de hidrogénio, menos um electrão para a carga positiva do catião):

5oxstate.svg

Desenho estruturas de Lewis com pares de electrões como traços enfatiza a equivalência essencial de pares de ligação e pares isolados quando a contagem electrões que se deslocam e ligações para átomos. Estruturas desenhadas com pares de pontos de elétrons são, naturalmente, idêntico em todos os sentidos:

4oxstate.svg

ressalva do algoritmo

O algoritmo contém uma advertência, que diz respeito a casos raros de transição metálicos complexos com um tipo de ligando que está ligado reversivelmente como um ácido de Lewis (tal como um aceitador do par de electrões do metal de transição); denominado um ligando "do tipo Z" em verde do método de classificação de ligação covalente . A ressalva se origina a partir da utilização da simplificação da eletronegatividade em vez do MO fidelidade elétron baseado para decidir o sinal iônico. Um dos primeiros exemplos é o O 2 S-RhCl (CO) ( PPh 3 ) 2 complexo com SO 2 como o ligante aceitador reversivelmente ligado (libertado mediante aquecimento). A ligação Rh-S, por conseguinte, é extrapolada iónico contra eletronegatividades Allen de ródio e enxofre, dando origem a um estado de oxidação de ródio:

8oxstate.svg

Algoritmo de soma ordens de títulos

Este algoritmo trabalha em estruturas de Lewis e em gráficos de títulos de sólidos alargadas (não-moleculares):

estado de oxidação é obtido pela soma das ordens de títulos heteronuclear no átomo como positivo se isso átomo é o parceiro electropositive em uma ligação particular e como negativo se não, e acusação formal do átomo (se houver) é adicionado a essa soma.

Aplicado a uma estrutura de Lewis

Um exemplo de uma estrutura de Lewis sem acusação formal,

9oxstate.svg

ilustra que, neste algoritmo, os títulos homonucleares são simplesmente ignorados (observe as ordens de títulos em azul).

O monóxido de carbono é exemplo de uma estrutura de Lewis com cargas formais :

10oxstate.svg

Para obter os estados de oxidação, as acusações formais são somados com o valor bond-ordem tomadas positivamente no carbono e negativamente no oxigênio.

Aplicado aos iões moleculares, este algoritmo considera a localização real da carga formal (iónico), como desenhado na estrutura de Lewis. Como um exemplo, soma Bond ordens nas amónio rendimentos de catiões -4 no azoto de carga formal de +1, com os dois números adicionando ao estado de oxidação de -3:

11oxstate.svg

Note-se que a soma dos estados de oxidação do ião é igual a sua carga (como é igual a zero para uma molécula neutra).

Também em ânions, as acusações formais (iônicas) têm de ser considerados quando diferente de zero. Para sulfato este é exemplificado com as estruturas esqueléticas ou de Lewis (parte superior), em comparação com a fórmula ligação ordem de todos os átomos de oxigénio equivalente e cumprindo o octeto e 8 -  N regras (em baixo):

13oxstate.svg

Aplicado a ligação gráfico

Um gráfico de ligação em química do estado sólido é uma fórmula química de uma estrutura estendida, na qual conectividades contacto directo são mostrados. Um exemplo é o AuORb 3 perovskita , a célula unitária de que está desenhada à esquerda e o gráfico de ligação (com valores numéricos adicionados) à direita:

14oxstate.svg

Vemos que os laços átomo de oxigénio para os seis mais próximas de rubídio cátions, cada um dos quais tem 4 ligações para o auride ânion. O gráfico ligação resume estas conectividades. As ordens de títulos (também chamados de valências de títulos ) soma-se aos estados de oxidação de acordo com o sinal anexado da aproximação iônica do título (não há acusações formais em gráficos de obrigações).

Determinação de estados de oxidação a partir de um gráfico de ligação pode ser ilustrada em ilmenite , FeTiO 3 . Podemos perguntar se o mineral contém Fe 2+ e Ti 4+ , ou Fe 3+ e Ti 3+ . A sua estrutura cristalina tem cada átomo de metal ligado a seis átomos de oxigénio e cada um dos átomos de oxigénio equivalentes a dois ferros e dois titânios , como no gráfico ligação abaixo. Os dados experimentais mostram que três ligações de metal-oxigênio no octaedro são curtas e três são longos (os metais estão fora do centro). Os pedidos de títulos (valências), obtidos a partir dos comprimentos de ligação pelo método de ligação de valência , soma-se para 2,01 a 3,99 e Fe no Ti; que pode ser arredondado para estados de oxidação +2 e 4, respectivamente:

15oxstate.svg

estados de oxidação nominais

Um estado de oxidação nominal é um termo geral para dois valores orientada para fins específicos:

16oxstate.svg
  • Estado de oxidação sistemática; é escolhido a partir de alternativas estreitas por razões pedagógicas da química descritiva. Um exemplo é o estado de oxidação de fósforo em H 3 PO 3, (que é de facto o diprótico HPO (OH) 2 ) feita nominalmente como 3, enquanto eletronegatividades Allen de fósforo e hidrogénio sugerem 5 por uma margem estreita que faz com que os dois alternativas quase equivalentes:
17oxstate.svg

Ambos os estados de oxidação alternativas de fósforo faz sentido química, dependendo da propriedade química ou reação desejamos enfatizar. Em contraste, a média (4) não.

equilibrar redox

Estados de oxidação pode ser útil para o balanceamento de equações químicas de oxidação-redução (ou redox ) reacções, porque as mudanças nos átomos oxidados tem que ser equilibrado pelas alterações nos átomos reduzidos. Por exemplo, na reacção de acetaldeído com reagente de Tollens' de modo a formar ácido acético (mostrado abaixo), o carbonil átomo de carbono muda o seu estado de oxidação 1-3 (perde dois electrões). Esta oxidação é equilibrado por redução dois Ag + catiões Ag a 0 (ganhando dois electrões no total).

Redox eqn 1.svg

Um exemplo é a reacção inorgânico Davenport utilizando SnCl 2 para provar a presença de arsenito iões num concentrado HCl extracto. Quando o arsénio (III) está presente, uma coloração castanha parece formar-se um precipitado escuro de arsénio , de acordo com a reacção simplificada seguinte:

2 Como 3+ + 3 Sn 2+ → 2 Como 0 + 3 Sn 4+

Aqui três estanho átomos são oxidados do estado de oxidação 2-4, obtendo-se seis electrões que reduzem dois átomos de arsénio de estado de oxidação 3 para 0. O simples equilíbrio de uma linha é o seguinte: os dois pares redox são escritas como eles reagir;

Como 3+ + Sn 2+ ⇌ como 0 + Sn 4+ .

Uma lata é oxidado de estado de oxidação 2-4, um passo de dois electrões, por conseguinte, é escrito 2 em frente dos dois parceiros de arsénio. Uma arsénico é reduzido 3-0, um passo de três electrões, por conseguinte, 3 passa em frente dos dois parceiros de estanho. Um procedimento de três linhas alternativa é escrever separadamente as meias-reacções de oxidação e de redução, cada equilibrada com electrões, e, em seguida, para somar-los de tal modo que os electrões riscar. Em geral, esses saldos redox (o saldo de uma linha ou de cada metade de reacção) precisam ser verificados para as somas carga iónica e electrões em ambos os lados da equação sendo de facto igual. Se eles não são iguais, os iões adequados são adicionados para equilibrar as cargas e o equilíbrio elementar não-redox.

estados de oxidação ambíguas

Fórmulas de Lewis são aproximações baseadas em regras finos da realidade química, como de fato são eletronegatividades Allen . Ainda assim, os estados de oxidação pode parecer ambígua quando sua determinação não é simples. Estados de oxidação baseados em regras sentir ambígua quando apenas experimento pode decidir. Há também valores verdadeiramente dicotômicas a serem decididas por mera conveniência.

determinação de oxidação de estado a partir de fórmulas de ressonância não é simples

Aparentemente estados de oxidação ambíguas são obtidos num conjunto de fórmulas de ressonância de pesos iguais de uma molécula de ligações heteronucleares, onde o átomo de conectividade não correspondem ao número de ligações de dois electrões ditadas pela 8 -  N regra. Um exemplo é S 2 N 2 em que quatro fórmulas de ressonância que caracterizam um S = N dupla ligação têm estados de oxidação +2 e +4 sobre os dois átomos de enxofre, para se calcular a média de três porque os dois átomos de enxofre são equivalentes neste quadrado em forma molécula.

Uma medição física é necessário para decidir o estado de oxidação

  • Isto acontece quando um ligando não-inocente está presente, de propriedades redox ocultos ou inesperados que poderiam ser atribuídas ao átomo central. Um exemplo é o níquel ditiolato complexo, Ni (S
    2
    C
    2
    H
    2
    ) 2-
    2
    .
  • Quando a ambiguidade redox de uma central de átomos e de ligando produz estados de oxidação dicotómicos de estabilidade perto, tautomerismo induzida termicamente pode resultar, como exemplificado por manganês catecolato , Mn (C 6 H 4 O 2 ) 3 . Atribuição de tais estados de oxidação, em geral, requer espectroscópica, magnética ou dados estruturais.
  • Quando a ordem de ligação tem de ser determinada ao longo de um conjunto de um isolado heteronuclear e uma ligação homonuclear. Um exemplo é S
    2
    O 2-
    3
    com duas alternativas oxidação de estado (Bond ordens blocos em cargas formais azul e verde) em:
21oxstate.svg
A distância S-S em tiossulfato é necessária para revelar que este pedido de ligação é muito próximo de 1, como na fórmula do lado esquerdo.

Verdadeiramente estados de oxidação ambíguas ocorrer

  • Quando a diferença de electronegatividade entre dois átomos ligados é muito pequeno (como em H 3 PO 3 acima). Dois pares quase equivalentes de estados de oxidação, abertos para uma escolha, são obtidos por estes átomos.
  • Quando um electronegativos do bloco p formas átomo unicamente ligações homonucleares, o número dos quais é diferente do número de ligações de dois electrões sugeridas por regras. Exemplos são cadeias homonuclear finitas como N -
    3
    (o átomo de azoto central, liga dois átomos enquanto três ligações de dois electrões são obrigados por 8 -  N regra) ou I -
    3
    (o iodo centro liga dois átomos enquanto uma ligação de dois electrões cumpre a 8 -  N regra). Uma abordagem é sensível para distribuir a carga iónica ao longo dos dois átomos de exteriores. Tal colocação de cargas num polissulfureto S 2-
    n
    (em que todos os enxofres interiores formam duas ligações, que preenchem o 8 -  N regra) já resulta da sua estrutura de Lewis.
  • Quando o conjunto isolado de um heteronuclear e uma ligação homonuclear leva a um compromisso entre a ligação em duas estruturas de Lewis de limitar ordens de obrigações. Um exemplo aqui é N 2 O :
18oxstate.svg
O estado de oxidação tipicamente utilizado de azoto em N 2 O é 1, que obtém igualmente para ambos os azotos por uma abordagem molecular orbital. Vale a pena notar que as acusações formais sobre o direito cumprir eletronegatividades, e isso implica uma contribuição ligação iônica acrescentou. Com efeito, as ordens de obrigações estimados N-N e N-O são 2,76 e 1,9, respectivamente, se aproximar da fórmula de ordens de títulos inteiro que iria incluir a contribuição iónico explicitamente como uma ligação (em verde):
19oxstate.svg
Por outro lado, cargas formais contra eletronegatividades em uma estrutura de Lewis diminuir a ordem de ligação da ligação correspondente. Um exemplo é o monóxido de carbono com uma estimativa de ligação de ordem de 2,6.

Elementos com vários estados de oxidação

A maioria dos elementos tem mais de um estado de oxidação possível. Por exemplo, o carbono tem nove possíveis estados de oxidação número inteiro de -4 a 4:

estados de oxidação inteiro de carbono
Estado de oxidação composto do exemplo
-4 CH
4
-3 C
2
H
6
-2 C
2
H
4
,CH
3
Cl
-1 C
2
H
2
,C
6
H
6
,(CH
2
OH)
2
0 HCHO , CH
2
Cl
2
+1 OCHCHO , CHCl
2
CHCl
2
+2 HCOOH , CHCl
3
+3 HOOCCOOH , C
2
Cl
6
+4 CCl
4
,CO
2

estados de oxidação fraccionais

Estados de oxidação fraccionais são muitas vezes utilizados para representar o estado de oxidação média de vários átomos do mesmo elemento em uma estrutura. Por exemplo, a fórmula da magnetite é Fe
3
ó
4
, o que implica um estado de oxidação para ferro média de + 8 / 3 . No entanto, este valor médio pode não ser representativa se os átomos não são equivalentes. Em umFe
3
ó
4
cristal abaixo de 120 K (-153 ° C), dois terços dos catiões sãoFe 3+
e um terço são Fe 2+
, E a fórmula pode ser mais especificamente representado como FeO · Fe
2
ó
3
.

Da mesma forma, propano , C
3
H
8
, tem sido descrito como tendo um estado de oxidação de carbono de - 8 / 3 . Mais uma vez, este é um valor médio desde que a estrutura da molécula éH
3
C-CH
2
-CH
3
, com os primeiro e terceiro átomos de carbono, tendo cada um estado de oxidação de -3 e o centro de um -2.

Um exemplo com verdadeiros estados de oxidação fraccionais para átomos de equivalentes é de potássio superóxido , KO
2
. O diatómico superóxido iãoó -
2
tem uma carga global de -1, de modo que cada um dos seus dois átomos de oxigénio equivalentes é atribuído um estado de oxidação de - 1 / 2 . Este ião pode ser descrito como umaressonânciahíbrido de duas estruturas de Lewis, onde cada um oxigénio tem estado de oxidação 0, em uma estrutura e -1 no outro.

Para o ciclopentadienilo anião C
5
H -
5
, o estado de oxidação de C é -1 + - 1 / 5 = - 6 / 5 . O -1 ocorre porque cada carbono está ligado a um átomo de hidrogénio (um elemento menos electronegativo), e o - 1 / 5 porque a carga iónica total de -1 é dividido entre cinco carbonos equivalentes. Novamente, isto pode ser descrito como um híbrido de ressonância de cinco estruturas equivalentes, cada uma tendo quatro átomos de carbono com o estado de oxidação -1 e -2 com um.

Exemplos de estados de oxidação fraccionais para o carbono
Estado de oxidação exemplo espécies
- 6 / 5 C
5
H -
5
- 6 / 7 C
7
H +
7
+ 3 / 2 C
4
O 2-
4

Use na nomenclatura

O estado de oxidação no composto de nomenclatura é colocado quer como um sobrescrito direito para o elemento de símbolo em uma fórmula química, tais como Fe III , ou entre parênteses após o nome do elemento em nomes químicos, tais como ferro (III). Por exemplo, Fe
2
(SO
4
)
3
é chamadode ferro (III) sulfatoe a sua fórmula pode ser mostrado na forma de Fe III
2
(SO
4
)
3
. Isto porque umião sulfatotem uma carga de -2, de modo que cada átomo de ferro leva uma carga de três. Note-se que os números de oxidação fraccionais não deve ser usada na nomeação. Mínio,Pb
3
ó
4
, está representada como chumbo (II, IV), óxido, mostrando as reais dois estados de oxidação dos nonequivalentchumboátomos.

estado de oxidação em metais

Muitos compostos com brilho e condutividade eléctrica manter uma simples estequiométrica fórmula; tais como o ouro TiO , azul-preto RuO 2 ou acobreado ReO 3 , todos de estado de oxidação óbvio. Em última análise, no entanto, a atribuição dos electrões metálicos livres para um dos átomos ligados tem os seus limites e leva a estados de oxidação não usual. Exemplos simples são o LipB e Cu 3 Au ordenada ligas , a composição e estrutura dos quais são largamente determinados por tamanho atómicas e factores de embalagem . Deve oxidação ser necessário estado de equilíbrio redox, é melhor definida como 0 para todos os átomos de tal liga.

História do conceito estado de oxidação

Primeiros dias

Si oxidação foi estudada pela primeira vez por Antoine Lavoisier , que definiu como o resultado de reacções com oxigénio (daí o nome). O termo já foi generalizada implicar uma formal de perda de elétrons. Estados de oxidação, chamados graus de oxidação por Friedrich Wöhler em 1835, foi um dos trampolins intelectuais que Dmitri Mendeleev usadas para derivar a tabela periódica . Jensen dá uma visão geral da história até 1938.

Use na nomenclatura

Quando percebeu-se que alguns metais formar dois compostos binários diferentes, com o mesmo metalóide, os dois compostos foram frequentemente distinguidos utilizando o terminando -ic para o estado de oxidação do metal maior e que termina a -ous para o inferior. Por exemplo, FeCl 3 é cloreto férrico e FeCl 2 é cloreto ferroso . Este sistema não é muito satisfatória (embora, por vezes, ainda usado) porque os metais diferentes têm diferentes estados de oxidação que têm de ser aprendidas: férrico e ferroso são 3 e 2, respectivamente, mas cúprico e cuproso são 2 e 1, e e estânico estanoso são quatro e dois. Também não há provisão para metais com mais do que dois estados de oxidação, tais como vanádio com estados de oxidação de +2, +3, +4 e +5.

Este sistema tem sido largamente substituído por um sugerido por Alfred da em 1919 e adoptada pela IUPAC , em 1940. Assim, FeCl 2 foi escrita como cloreto de ferro (II) em vez de cloreto ferroso. O II numeral romano no átomo central passou a ser chamado de " da série " (agora um termo obsoleto), e seu valor foi obtido como uma carga no átomo central após a remoção de seus ligantes, juntamente com os pares de elétrons que compartilhavam com ele.

Desenvolvimento para o conceito atual

O termo "estado de oxidação" na literatura química Inglês foi popularizado por Wendell Mitchell Latimer em seu 1938 livro sobre potenciais eletroquímicos. Usou-o para o valor (sinônimo do termo alemão Wertigkeit ) previamente denominado "valência", "valência polar" ou "número polar" em Inglês, ou "fase de oxidação" ou mesmo o "estado de oxidação". Desde 1938, o termo "estado de oxidação" tem sido relacionada com potenciais eletroquímicos e elétrons trocados em pares redox participando de reações redox. Em 1948, IUPAC utilizadas as regras de nomenclatura 1940 com o termo "estado de oxidação", em vez do original valência . Em 1948 Pauling proposto que o número de oxidação pode ser determinada por extrapolação de ligações a ser completamente iónico na direcção de electronegatividade . A aceitação completa desta sugestão foi complicada pelo facto de que a Pauling eletronegatividades como tal dependem do estado de oxidação e que podem conduzir a valores incomuns de estados de oxidação de alguns metais de transição. Em 1990, a IUPAC recorreu a um método (baseado em regras) para determinar o estado de oxidação postulatórias. Isto foi complementado pelo número de oxidação termo sinônimo como um descendente do número do introduzida em 1940 na nomenclatura. No entanto, a terminologia usando "ligantes" deu a impressão de que o número de oxidação pode ser algo específico para complexos de coordenação . Esta situação e a falta de uma verdadeira definição única gerado inúmeros debates sobre o significado do estado de oxidação, sugestões sobre métodos para obtê-lo e definições do mesmo. Para resolver o problema, um projeto IUPAC (2008-040-1-200) foi iniciado em 2008 sobre a "definição abrangente de estado de oxidação", e foi concluído por dois relatórios e pelas entradas revista "estado de oxidação" e "número de oxidação "no Livro de ouro da IUPAC . Os resultados foram uma única definição do estado de oxidação e dois algoritmos para calcular que em compostos moleculares e prolongado-sólidos, guiadas por eletronegatividades Allen que são independentes do estado de oxidação.

Veja também

Referências