Este documento explica el concepto de número de oxidación y cómo se determina. Se asigna un número de oxidación a cada átomo en una molécula basado en las reglas de distribución de electrones y la electronegatividad de los átomos. Se proporcionan ejemplos para calcular los números de oxidación en varios compuestos químicos.

2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
Se denomina número de oxidación a la carga que
se le asigna a un átomo cuando los electrones de
enlace se distribuyen según ciertas reglas un
tanto arbitrarias.
Las reglas son:
Los electrones compartidos por átomos de
idéntica electronegatividad se distribuyen en
forma equitativa entre ellos.

3. Los electrones compartidos por átomos de
diferente electronegatividad se le asignan al
más electronegativo.
Luego de esta distribución se compara el número
de electrones con que ha quedado cada átomo
con el número que posee el átomo neutro, y ése
es el número de oxidación. Éste se escribe, en
general, en la parte superior del símbolo atómico
y lleva el signo escrito.

4. Por ejemplo: Vamos a determinar el número
de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.
Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada
átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo
elemento, obviamente tendrán igual valor de
electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con
7 electrones de valencia, que son los mismo que tiene
el átomo neutro, lo que determina que su número de
oxidación sea 0.

5. • Los dos electrones de enlace se le
asignan al Cl por ser el átomo de mayor
electronegatividad, quedando así, con 8
electrones de valencia, uno más que los
del átomo neutro, por lo que su número de
oxidación es –1. El H ha quedado sin su
único electrón, y su número de oxidación
es +1

6. De las dos reglas anteriores surge una serie
de reglas prácticas que permiten asignar
números de oxidación sin necesidad de
representar las estructuras de Lewis, las
cuales a veces pueden ser complejas o
desconocidas.

7. Las reglas prácticas pueden sintetizarse
de la siguiente manera:
• En las sustancias simples, es decir las
formadas por un solo elemento, el número de
oxidación es 0. Por ejemplo: Auo, Cl2
o, S8
o.
• El 0xígeno, cuando está combinado, actúa
frecuentemente con -2, a excepción de los
peróxidos, en cuyo caso actúa con número de
oxidación -1.

8. • El Hidrógeno actúa con número de
oxidación +1 cuando está combinado con un
no metal, por ser éstos más electronegativos; y
con -1 cuando está combinado con un metal,
por ser éstos más electropositivos.
• En los iones monoatómicos, el número de
oxidación coincide con la carga del ión.

9. • Na+1 (Carga del ión) +1 (Número de oxidación)
• S-2 -2 (Número de oxidación)
• Al+3
Recordemos que los elementos de los grupos
IA (1) y IIA (2) forman iones de carga +1 y +2
respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de
carga –1 y –2 cuando son
monoatómicos.

10. La suma de los números de oxidación es igual a
la carga de la especie; es decir, que si se trata
de sustancias, la suma será 0, mientras que si
se trata de iones, será igual a la carga de éstos.

11. Para calcular el número de oxidación
del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla
periódica, ya que da varios números para este
elemento. Nos basaremos en los elementos que no
tienen opción, que son el
Na: +1 y el O: -2
+1 X -2
Na2 S O3
Nota: es frecuente colocar los números de oxidación
individuales en la parte superior de cada elemento.
EJEMPLO 1

12. La suma de los números de oxidación en
este caso debe ser igual a 0, ya que la
especie en cuestión no posee carga residual:
(+1) x 2 + X + (-2) x 3 = 0
2 + X - 6 = 0
X = + 4
+1 +4 -2
Na2 S O3
En este caso, como hay un solo átomo de S, la
totalidad de la carga le corresponde a él.

13. EJEMPLO 2
Para calcular el número de oxidación del Cr en el
Cr2O7
= nos basaremos en el O: -2
X _2
(Cr2 O7)-2
2 x X + (-2) x 7 = -2
(Suma igual a la carga del ión)
resolviendo, encontramos que X = + 6
+6 _2
(Cr2 O7)-2

14. Reglas de determinación del
número de oxidación
El número de oxidación es necesario para
determinar, en una reacción de oxidación
reducción, qué elemento se está oxidando
(semirreacción de oxidación) y qué elemento
se está reduciendo (semirreacción de
reducción).

15. 1.-Todo átomo sin combinación
el numero de oxidación es cero
(0).
• EJEMPLOS:
𝑁2 → 𝑁2
(𝑋)
X = 0 → 𝑁2
0
𝑃4 → 𝑃4
(𝑋)
X = 0 → 𝑃4
0
Son cero por que los compuestos están
formados únicamente por un solo elemento

16. 2.-El hidrogeno siempre al
combinarse será +1
4.-El numero de toda molécula
simple o compuesta es cero (0).
3.-El oxigeno siempre al
combinarse será -2

17. Ejemplo: calcular el numero de
oxidación del azufre(S) en el
compuesto 𝑆𝑂2
𝑆𝑂2
𝑋
𝑆
−𝟐
𝑶𝟐
𝑆 = 𝑋
𝑂 = −2
𝑋
𝑆1
−2
𝑂2
1 X + −2 ∗ 2 = 0 𝑋 − 4 = 0
X = 4
E𝐬 𝐥𝐚 𝐢𝐧𝐜𝐨𝐠𝐧𝐢𝐭𝐚 𝐨 𝐥𝐨 𝐪 𝐝𝐞𝐬𝐜𝐨𝐧𝐨𝐜𝐞𝐦𝐨s
El oxigeno siempre al combinarse será −2
Como no tiene subíndice se
asume que es 1

18. Ejemplo: calcular el numero de
oxidación del azufre(S) en el
compuesto 𝐻2𝑆𝑂4
𝐻2𝑆𝑂4
+𝟏
𝑯𝟐
𝑿
𝑺
−𝟐
𝑶𝟒
+𝟏
𝑯𝟐
𝑿
𝑺
−𝟐
𝑶𝟒
E𝐬 𝐥𝐚 𝐢𝐧𝐜𝐨𝐠𝐧𝐢𝐭𝐚 𝐨 𝐥𝐨 𝐪 𝐝𝐞𝐬𝐜𝐨𝐧𝐨𝐜𝐞𝐦𝐨s
El hidrogeno siempre al combinarse será +1
El oxigeno siempre al combinarse será −2

19. +𝟏
𝑯𝟐
𝑿
𝑺
−𝟐
𝑶𝟒
(2 *1) + (1 X) + (-2 * 4) = 0
(2) + (X) + (-8) = 0
(-6) + (X)= 0
X = 6

20. Ejemplo: calcular el numero de
oxidación del azufre(S) en el
compuesto 𝑆𝑂3
𝑆𝑂3
𝑿
𝑺
−𝟐
𝑶𝟑
𝑿
𝑺
−𝟐
𝑶𝟑
E𝐬 𝐥𝐚 𝐢𝐧𝐜𝐨𝐠𝐧𝐢𝐭𝐚 𝐨 𝐥𝐨 𝐪 𝐝𝐞𝐬𝐜𝐨𝐧𝐨𝐜𝐞𝐦𝐨s
El oxigeno siempre al combinarse será −2
𝑿
𝑺
−𝟐
𝑶𝟑
(1 X) + (-2 * 3) = 0
(X) + (-6) = 0
X = 6

21. • El número de oxidación de un elemento
libre es cero. Por ejemplo los metales no
disueltos (Cu, Zn, Al…) o los gases diatómicos
(O2, Cl2, I2…).

22. • En los iones de un único átomo, el estado
de oxidación o número de oxidación de
dicho átomo coincide con la carga del
ión. Por ejemplo, en el caso de los alcalinos
catiónicos el estado de oxidación es +1 (Li+,
Na+, K+…) y en el caso de los
alcalinotérreos +2 (Ca+2, Mg+2…). Del
mismo modo será para los demás metales,
por ejemplo, en el Fe(II) el estado de
oxidación es +2 y en el Fe(III) +3.

23. • El número de oxidación del flúor, F, es
siempre -1, por ser el átomo más
electronegativo que existe.
• El número de oxidación del oxígeno es
siempre -2, con dos excepciones:
• Cuando el oxígeno se combina con flúor, su número de
oxidación es +2.
• Cuando el oxígeno se halla formando un peróxido,
como el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada,
H2O2, su número de oxidación es -1.

24. • El número de oxidación del
hidrógeno es siempre +1, excepto en
los hidruros metálicosque es -1 (por ejemplo
hidruro sódico, HNa).
• Algunos elementos tienen distinto estado de
oxidación en función del compuesto que
están formando. Por ejemplo, el estado de
oxidación del nitrógeno en el monóxido de
nitrógeno, NO, es +2, mientras que el estado
de oxidación del nitrógeno en el dióxido de
nitrógeno, NO2, es +4.

25. • La suma algebraica de los números de
oxidación de los elementos de un
compuesto ha de ser igual a su carga,
es decir:
• Si es un compuesto neutro, la suma algebraica de
sus números de oxidación será cero.
• Si es un catión o un anión será igual a la carga del
ión. Por ejemplo, en el caso del anión perclorato,
ClO3(-), la suma algebraica de los números de
oxidación será -1. En este caso, el oxígeno tiene
estado de oxidación -2, por lo que (-2)·3 = -6. De
este modo, para que la suma algebraica sea -1, el
estado de oxidación del cloro ha de ser +5.

27. TAREA 1
Indicar el estado de oxidación de cada
elemento en el KMnO4.
Elige la respuesta correcta y demuestra su
procedimiento:
• a) K = +2; O = -2; Mn = +6
• b) K = +1; O = -2; Mn = +7
• c) K = +1; O = -1; Mn = +3

28. TAREA
CALCULAR EL NUMERO DE OXIDACION:
• 𝐹𝑒2𝑂3
• CO
• CuO
• N𝑂2
• 𝑁𝑎2𝑂
• HCl 𝑂4
• 𝐹2
• 𝐼3