Estado de oxidação
Em química , o estado de oxidação , ou número de oxidação , é a carga hipotética de um átomo se todas as suas ligações com outros átomos fossem totalmente iônicas . Ele descreve o grau de oxidação (perda de elétrons ) de um átomo em um composto químico . Conceitualmente, o estado de oxidação pode ser positivo, negativo ou zero. Além da ligação iônica quase pura , muitas ligações covalentes exibem uma forte ionicidade, tornando o estado de oxidação um preditor útil de carga.
O estado de oxidação de um átomo não representa a carga "real" naquele átomo, ou qualquer outra propriedade atômica real. Isso é particularmente verdadeiro para estados de alta oxidação, onde a energia de ionização necessária para produzir um íon positivo múltiplo é muito maior do que as energias disponíveis em reações químicas. Além disso, os estados de oxidação de átomos em um determinado composto podem variar dependendo da escolha da escala de eletronegatividade usada em seu cálculo. Assim, o estado de oxidação de um átomo em um composto é puramente um formalismo. No entanto, é importante para entender as convenções de nomenclatura de compostos inorgânicos . Além disso, várias observações sobre reações químicas podem ser explicadas em um nível básico em termos de estados de oxidação.
Os estados de oxidação são tipicamente representados por números inteiros que podem ser positivos, zero ou negativos. Em alguns casos, o estado de oxidação médio de um elemento é uma fração, como 8/3 para ferro em magnetita Fe 3 O 4 (veja abaixo). O estado de oxidação mais alto conhecido é relatado como sendo +9, exibido pelo irídio no cátion tetroxoirídio(IX) ( IrO+4). [1] Prevê-se que mesmo um estado de oxidação +10 pode ser alcançado pela platina em tetroxoplatina(X), PtO2+4. [2] O estado de oxidação mais baixo é −5, como para o boro em Al 3 BC [3] e gálio em digalide de pentamagnésio ( Mg 5 Ga 2 ).
Na nomenclatura de estoque , que é comumente usada para compostos inorgânicos, o estado de oxidação é representado por um numeral romano colocado após o nome do elemento dentro de parênteses ou como um sobrescrito após o símbolo do elemento, por exemplo, Óxido de ferro (III) .
O termo oxidação foi usado pela primeira vez por Antoine Lavoisier para significar a reação de uma substância com oxigênio . Muito mais tarde, percebeu-se que a substância, ao ser oxidada, perde elétrons, e o significado foi estendido para incluir outras reações nas quais os elétrons são perdidos, independentemente de haver oxigênio envolvido. O aumento no estado de oxidação de um átomo, por meio de uma reação química, é conhecido como oxidação; uma diminuição no estado de oxidação é conhecida como redução . Essas reações envolvem a transferência formal de elétrons: um ganho líquido de elétrons sendo uma redução, e uma perda líquida de elétrons sendo oxidação. Para elementos puros, o estado de oxidação é zero.
Visão geral
Números de oxidação são atribuídos a elementos em uma molécula de modo que a soma geral seja zero em uma molécula neutra. O número indica o grau de oxidação de cada elemento causado pela ligação molecular. Em moléculas iônicas, os números de oxidação são os mesmos que a carga iônica do elemento. Assim, para KCl, o potássio é atribuído +1 e o cloro é atribuído -1. [4] O conjunto completo de regras para atribuição de números de oxidação é discutido nas seções a seguir.
Os números de oxidação são fundamentais na nomenclatura química dos compostos iônicos. Por exemplo, compostos de Cu com estado de oxidação +2 são chamados cúpricos e aqueles com estado +1 são cuprosos . [4] : 172 Os números de oxidação dos elementos permitem previsões de fórmulas e reações químicas, especialmente reações de oxidação-redução . Os números de oxidação dos compostos químicos mais estáveis seguem as tendências da tabela periódica. [5] : 140
Definição IUPAC
A IUPAC publicou uma "Definição abrangente do estado de oxidação (Recomendações da IUPAC 2016)". [6] É uma destilação de um relatório técnico da IUPAC "Rumo a uma definição abrangente do estado de oxidação" de 2014. [7] A definição atual do IUPAC Gold Book do estado de oxidação é:
O estado de oxidação de um átomo é a carga deste átomo após a aproximação iônica de suas ligações heteronucleares.
— IUPAC [8]
e o termo número de oxidação é quase sinônimo. [9]
A aproximação iônica significa extrapolar ligações para iônicas. Vários critérios [10] foram considerados para a aproximação iônica:
- Extrapolação da polaridade da ligação;
- da diferença de eletronegatividade,
- do momento dipolar, e
- a partir de cálculos químicos quânticos de cargas.
- Atribuição de elétrons de acordo com a contribuição do átomo para a ligação Orbital molecular (MO) [10] [11] ou a fidelidade do elétron em um modelo LCAO-MO . [12]
Em uma ligação entre dois elementos diferentes, os elétrons da ligação são atribuídos ao seu principal contribuinte atômico, tipicamente de maior eletronegatividade; em uma ligação entre dois átomos do mesmo elemento, os elétrons são divididos igualmente. Isso ocorre porque a maioria das escalas de eletronegatividade depende do estado de ligação do átomo, o que torna a atribuição do estado de oxidação um argumento um tanto circular. Por exemplo, algumas escalas podem resultar em estados de oxidação incomuns, como −6 para platina em PtH2−4, para as escalas de Pauling e Mulliken . [7] Os momentos dipolares, às vezes, também resultariam em números de oxidação anormais, como em CO e NO , que são orientados com sua extremidade positiva em direção ao oxigênio. Portanto, isso deixa a contribuição do átomo para o MO de ligação, a energia atômica-orbital e de cálculos quântico-químicos de cargas, como os únicos critérios viáveis com valores convincentes para aproximação iônica. No entanto, para uma estimativa simples para a aproximação iônica, podemos usar eletronegatividades de Allen , [7] pois somente essa escala de eletronegatividade é verdadeiramente independente do estado de oxidação, pois se relaciona com a energia média de valência-elétron do átomo livre:
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 |
Não 4.787 | ||||||||||
3 | Na 0,869 |
Mg 1,293 |
Em 1.613 |
Se 1,916 |
P 2.253 |
S 2.589 |
Cl 2.869 |
Ar 3.242 | ||||||||||
4 | K 0,734 |
Cerca de 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 |
Zinco 1,588 |
Galáxia 1.756 |
Ge 1.994 |
Como 2.211 |
Se 2.424 |
Br 2.685 |
Coroa 2.966 |
5 | Rb 0,706 |
Sr 0,963 |
E 1.12 |
Zr 1,32 |
Nota 1.41 |
Seg 1,47 |
Tc 1,51 |
Ru 1,54 |
Rh 1,56 |
Pd 1,58 |
Idade 1,87 |
Cd 1.521 |
Em 1.656 |
Sn 1,824 |
Sb 1.984 |
Te 2.158 |
Eu 2.359 |
Xe 2.582 |
6 | Cs 0,659 |
B 0,881 |
Lu 1.09 |
Hf 1,16 |
Ta 1,34 |
L 1,47 |
Sobre 1,60 |
Os 1,65 |
Ir 1,68 |
Parte 1.72 |
1,92 de agosto |
Hg 1,765 |
Tl 1.789 |
Pb 1,854 |
Bi 2.01 |
Po 2.19 |
Às 2h39 |
Rn 2,60 |
7 | Fr 0,67 |
Ra 0,89 | ||||||||||||||||
Veja também: Eletronegatividades dos elementos (página de dados) |
Determinação
Embora os níveis introdutórios de ensino de química usem estados de oxidação postulados , a recomendação da IUPAC [6] e a entrada do Gold Book [8] listam dois algoritmos inteiramente gerais para o cálculo dos estados de oxidação de elementos em compostos químicos.
Abordagem simples sem considerações de ligação
A química introdutória usa postulados: o estado de oxidação de um elemento em uma fórmula química é calculado a partir da carga geral e dos estados de oxidação postulados para todos os outros átomos.
Um exemplo simples é baseado em dois postulados,
- OS = +1 para hidrogênio
- OS = −2 para oxigênio
onde OS significa estado de oxidação. Esta abordagem produz estados de oxidação corretos em óxidos e hidróxidos de qualquer elemento único, e em ácidos como ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 ) ou ácido dicrômico ( H 2 Cr 2 O 7 ). Sua cobertura pode ser estendida por uma lista de exceções ou pela atribuição de prioridade aos postulados. O último funciona para peróxido de hidrogênio ( H 2 O 2 ) onde a prioridade da regra 1 deixa ambos os oxigênios com estado de oxidação −1.
Postulados adicionais e sua classificação podem expandir a gama de compostos para se adequar ao escopo de um livro didático. Como exemplo, um algoritmo postulatório de muitos possíveis; em uma sequência de prioridade decrescente:
- Um elemento em forma livre tem OS = 0.
- Em um composto ou íon, a soma dos estados de oxidação é igual à carga total do composto ou íon.
- O flúor em compostos tem OS = −1; isso se estende ao cloro e ao bromo somente quando não ligado a um halogênio mais leve, oxigênio ou nitrogênio.
- Os metais do grupo 1 e do grupo 2 em compostos têm OS = +1 e +2, respectivamente.
- O hidrogênio tem OS = +1, mas adota -1 quando ligado como hidreto a metais ou metaloides.
- O oxigênio em compostos tem OS = −2, mas somente quando não está ligado ao oxigênio (por exemplo, em peróxidos) ou flúor.
Este conjunto de postulados abrange estados de oxidação de fluoretos, cloretos, brometos, óxidos, hidróxidos e hidretos de qualquer elemento único. Ele abrange todos os oxoácidos de qualquer átomo central (e todos os seus fluoro-, cloro- e bromo-relativos), bem como sais de tais ácidos com metais do grupo 1 e 2. Ele também abrange iodetos , sulfetos e sais simples semelhantes desses metais.
Algoritmo de atribuição de títulos
Este algoritmo é realizado em uma estrutura de Lewis (um diagrama que mostra todos os elétrons de valência ). O estado de oxidação é igual à carga de um átomo após cada uma de suas ligações heteronucleares ter sido atribuída ao parceiro mais eletronegativo da ligação (exceto quando esse parceiro é um ligante ácido de Lewis ligado reversivelmente) e as ligações homonucleares foram divididas igualmente:
onde cada "—" representa um par de elétrons (compartilhado entre dois átomos ou somente em um átomo), e "OS" é o estado de oxidação como uma variável numérica.
Depois que os elétrons foram atribuídos de acordo com as linhas vermelhas verticais na fórmula, o número total de elétrons de valência que agora "pertencem" a cada átomo é subtraído do número N de elétrons de valência do átomo neutro (como 5 para nitrogênio no grupo 15 ) para produzir o estado de oxidação desse átomo.
Este exemplo mostra a importância de descrever a ligação. Sua fórmula resumida, HNO 3 , corresponde a dois isômeros estruturais ; o ácido peroxinitroso na figura acima e o ácido nítrico mais estável . Com a fórmula HNO 3 , a abordagem simples sem considerações de ligação produz −2 para todos os três oxigênios e +5 para nitrogênio, o que é correto para o ácido nítrico. Para o ácido peroxinitroso, no entanto, ambos os oxigênios na ligação O–O têm OS = −1, e o nitrogênio tem OS = +3, o que requer uma estrutura para entender.
Os compostos orgânicos são tratados de maneira semelhante; exemplificados aqui em grupos funcionais que ocorrem entre o metano ( CH 4 ) e o dióxido de carbono ( CO 2 ):
Analogamente para compostos de metais de transição ; CrO(O 2 ) 2 à esquerda tem um total de 36 elétrons de valência (18 pares a serem distribuídos), e hexacarbonilcrômio ( Cr(CO) 6 ) à direita tem 66 elétrons de valência (33 pares):
Um passo fundamental é desenhar a estrutura de Lewis da molécula (neutra, catiônica, aniônica): Símbolos de átomos são arranjados de modo que pares de átomos possam ser unidos por ligações simples de dois elétrons como na molécula (um tipo de estrutura "esquelética"), e os elétrons de valência restantes são distribuídos de modo que átomos sp obtenham um octeto (dueto para hidrogênio) com uma prioridade que aumenta em proporção com a eletronegatividade. Em alguns casos, isso leva a fórmulas alternativas que diferem em ordens de ligação (o conjunto completo das quais é chamado de fórmulas de ressonância ). Considere o ânion sulfato ( SO2−4) com 32 elétrons de valência; 24 de oxigênios, 6 de enxofre, 2 da carga aniônica obtida do cátion implícito. As ordens de ligação aos oxigênios terminais não afetam o estado de oxidação, desde que os oxigênios tenham octetos. Já a estrutura esquelética, canto superior esquerdo, produz os estados de oxidação corretos, assim como a estrutura de Lewis, canto superior direito (uma das fórmulas de ressonância):
A fórmula de ordem de ligação na parte inferior é a mais próxima da realidade de quatro oxigênios equivalentes, cada um com uma ordem de ligação total de 2. Esse total inclui a ligação de ordem 1/2 para o cátion implícito e segue a regra 8 − N [7] que exige que o total da ordem de ligação do átomo do grupo principal seja igual a 8 − N elétrons de valência do átomo neutro, reforçado com uma prioridade que aumenta proporcionalmente com a eletronegatividade.
Este algoritmo funciona igualmente para cátions moleculares compostos de vários átomos. Um exemplo é o cátion amônio de 8 elétrons de valência (5 de nitrogênio, 4 de hidrogênios, menos 1 elétron para a carga positiva do cátion):
Desenhar estruturas de Lewis com pares de elétrons como traços enfatiza a equivalência essencial de pares de ligações e pares solitários ao contar elétrons e mover ligações para átomos. Estruturas desenhadas com pares de pontos de elétrons são, é claro, idênticas em todos os aspectos:
A advertência do algoritmo
O algoritmo contém uma ressalva, que diz respeito a casos raros de complexos de metais de transição com um tipo de ligante que é reversivelmente ligado como um ácido de Lewis (como um aceitador do par de elétrons do metal de transição); denominado ligante "tipo Z" no método de classificação de ligação covalente de Green . A ressalva se origina do uso simplificador da eletronegatividade em vez da fidelidade eletrônica baseada em MO para decidir o sinal iônico. [6] Um exemplo antigo é o complexo O 2 S−RhCl(CO)( PPh 3 ) 2 [13] com dióxido de enxofre ( SO 2 ) como o ligante aceitador reversivelmente ligado (liberado após aquecimento). A ligação Rh−S é, portanto, extrapolada iônica contra as eletronegatividades de Allen do ródio e do enxofre, produzindo o estado de oxidação +1 para o ródio:
Algoritmo de soma de ordens de títulos
Este algoritmo funciona em estruturas de Lewis e gráficos de ligação de sólidos estendidos (não moleculares):
O estado de oxidação é obtido somando as ordens de ligação heteronuclear no átomo como positivas se esse átomo for o parceiro eletropositivo em uma ligação particular e como negativas se não for, e a carga formal do átomo (se houver) é adicionada a essa soma. A mesma ressalva acima se aplica.
Aplicado a uma estrutura de Lewis
Um exemplo de uma estrutura de Lewis sem carga formal,
ilustra que, neste algoritmo, as ligações homonucleares são simplesmente ignoradas (as ordens das ligações estão em azul).
O monóxido de carbono exemplifica uma estrutura de Lewis com cargas formais :
Para obter os estados de oxidação, as cargas formais são somadas ao valor da ordem de ligação tomado positivamente no carbono e negativamente no oxigênio.
Aplicado a íons moleculares, esse algoritmo considera a localização real da carga formal (iônica), conforme desenhada na estrutura de Lewis. Como exemplo, somar ordens de ligação no cátion amônio produz −4 no nitrogênio de carga formal +1, com os dois números somando-se ao estado de oxidação de −3:
A soma dos estados de oxidação no íon é igual à sua carga (pois é igual a zero para uma molécula neutra).
Também em ânions, as cargas formais (iônicas) têm que ser consideradas quando não nulas. Para sulfato, isso é exemplificado com as estruturas esqueléticas ou de Lewis (topo), comparadas com a fórmula de ordem de ligação de todos os oxigênios equivalentes e que cumprem as regras do octeto e 8 − N (embaixo):
Aplicado ao gráfico de títulos
Um gráfico de ligação em química de estado sólido é uma fórmula química de uma estrutura estendida, na qual conectividades de ligação direta são mostradas. Um exemplo é a perovskita AuORb 3 , cuja célula unitária é desenhada à esquerda e o gráfico de ligação (com valores numéricos adicionados) à direita:
Vemos que o átomo de oxigênio se liga aos seis cátions de rubídio mais próximos , cada um dos quais tem 4 ligações com o ânion auride . O gráfico de ligações resume essas conectividades. As ordens de ligação (também chamadas de valências de ligação ) somam-se aos estados de oxidação de acordo com o sinal anexado da aproximação iônica da ligação (não há cargas formais nos gráficos de ligação).
A determinação dos estados de oxidação a partir de um gráfico de ligação pode ser ilustrada em ilmenita , FeTiO3 . Podemos perguntar se o mineral contém Fe2 + e Ti4 + , ou Fe3 + e Ti3 + . Sua estrutura cristalina tem cada átomo de metal ligado a seis oxigênios e cada um dos oxigênios equivalentes a dois ferros e dois titânios , como no gráfico de ligação abaixo. Dados experimentais mostram que três ligações metal-oxigênio no octaedro são curtas e três são longas (os metais estão fora do centro). As ordens de ligação (valências), obtidas a partir dos comprimentos de ligação pelo método de valência de ligação , somam 2,01 em Fe e 3,99 em Ti; que podem ser arredondados para estados de oxidação +2 e +4, respectivamente:
Equilibrando redox
Estados de oxidação podem ser úteis para balancear equações químicas para reações de oxidação-redução (ou redox ), porque as mudanças nos átomos oxidados têm que ser balanceadas pelas mudanças nos átomos reduzidos. Por exemplo, na reação do acetaldeído com o reagente de Tollens para formar ácido acético (mostrado abaixo), o átomo de carbono carbonílico muda seu estado de oxidação de +1 para +3 (perde dois elétrons). Essa oxidação é balanceada pela redução de dois cátions Ag + para Ag 0 (ganhando dois elétrons no total).
Um exemplo inorgânico é a reação de Bettendorf usando dicloreto de estanho ( SnCl 2 ) para provar a presença de íons arsenito em um extrato concentrado de HCl . Quando o arsênio(III) está presente, uma coloração marrom aparece formando um precipitado escuro de arsênio , de acordo com a seguinte reação simplificada:
- 2 Como 3+ + 3 Sn 2+ → 2 Como 0 + 3 Sn 4+
Aqui, três átomos de estanho são oxidados do estado de oxidação +2 para +4, produzindo seis elétrons que reduzem dois átomos de arsênio do estado de oxidação +3 para 0. O balanceamento simples de uma linha ocorre da seguinte forma: os dois pares redox são escritos conforme reagem;
- Como 3+ + Sn 2+ ⇌ Como 0 + Sn 4+
Um estanho é oxidado do estado de oxidação +2 para +4, uma etapa de dois elétrons, portanto 2 é escrito na frente dos dois parceiros de arsênio. Um arsênio é reduzido de +3 para 0, uma etapa de três elétrons, portanto 3 vai na frente dos dois parceiros de estanho. Um procedimento alternativo de três linhas é escrever separadamente as meias-reações para oxidação e redução, cada uma balanceada com elétrons, e então somá-las de forma que os elétrons se cruzem. Em geral, esses balanços redox (o balanço de uma linha ou cada meia-reação) precisam ser verificados para que as somas de carga iônica e eletrônica em ambos os lados da equação sejam de fato iguais. Se não forem iguais, íons adequados são adicionados para balancear as cargas e o balanço elementar não redox.
Aparições
Estados nominais de oxidação
Um estado de oxidação nominal é um termo geral com duas definições diferentes:
- Estado de oxidação eletroquímica [7] : 1060 representa uma molécula ou íon no diagrama de Latimer ou diagrama de Frost para seu elemento redox-ativo. Um exemplo é o diagrama de Latimer para enxofre em pH 0 onde o estado de oxidação eletroquímica +2 para enxofre coloca HS
2O-
3entre S e H 2 SO 3 :
- O estado de oxidação sistemático é escolhido entre alternativas próximas como uma descrição pedagógica. Um exemplo é o estado de oxidação do fósforo em H 3 PO 3 (estruturalmente diprótico HPO(OH) 2 ) tomado nominalmente como +3, enquanto as eletronegatividades de Allen do fósforo e do hidrogênio sugerem +5 por uma margem estreita que torna as duas alternativas quase equivalentes:
- Ambos os números de oxidação alternativos para fósforo fazem sentido químico, dependendo de qual propriedade química ou reação é enfatizada. Por outro lado, uma alternativa calculada, como a média (+4), não.
Estados de oxidação ambíguos
Fórmulas de Lewis são aproximações baseadas em regras da realidade química, assim como as eletronegatividades de Allen . Ainda assim, estados de oxidação podem parecer ambíguos quando sua determinação não é direta. Se apenas um experimento pode determinar o estado de oxidação, a determinação baseada em regras é ambígua (insuficiente). Há também valores verdadeiramente dicotômicos que são decididos arbitrariamente.
Determinação do estado de oxidação a partir de fórmulas de ressonância
Estados de oxidação aparentemente ambíguos são derivados de um conjunto de fórmulas de ressonância de pesos iguais para uma molécula com ligações heteronucleares onde a conectividade do átomo não corresponde ao número de ligações de dois elétrons ditadas pela regra 8 − N. [7] : 1027 Um exemplo é S 2 N 2 onde quatro fórmulas de ressonância apresentando uma ligação dupla S=N têm estados de oxidação +2 e +4 para os dois átomos de enxofre, que têm uma média de +3 porque os dois átomos de enxofre são equivalentes nesta molécula de formato quadrado.
Uma medição física é necessária para determinar o estado de oxidação
- quando um ligante não inocente está presente, de propriedades redox ocultas ou inesperadas que poderiam ser atribuídas ao átomo central. Um exemplo é o complexo ditiolato de níquel , Ni(S
2C
2E
2)2-2
. [7] : 1056–1057 - quando a ambiguidade redox de um átomo central e ligante produz estados de oxidação dicotômicos de estabilidade próxima, pode resultar tautomerismo induzido termicamente, como exemplificado pelo catecolato de manganês , Mn(C 6 H 4 O 2 ) 3 . [7] : 1057–1058 A atribuição de tais estados de oxidação requer dados espectroscópicos, [14] magnéticos ou estruturais.
- quando a ordem da ligação tem que ser determinada junto com um tandem isolado de uma ligação heteronuclear e uma homonuclear. Um exemplo é o tiossulfato S
2O2-3
tendo dois estados de oxidação possíveis (as ordens de ligação estão em azul e as cargas formais em verde):
- A medição da distância S–S no tiossulfato é necessária para revelar que essa ordem de ligação é muito próxima de 1, como na fórmula à esquerda.
Estados de oxidação ambíguos/arbitrários
- quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos ligados é muito pequena (como em H 3 PO 3 ). Dois pares quase equivalentes de estados de oxidação, escolhidos arbitrariamente, são obtidos para esses átomos.
- quando um átomo eletronegativo do bloco p forma unicamente ligações homonucleares, cujo número difere do número de ligações de dois elétrons sugerido pelas regras . Exemplos são cadeias finitas homonucleares como N-
3(o nitrogênio central conecta dois átomos com quatro ligações de dois elétrons, enquanto apenas três ligações de dois elétrons [15] são necessárias pela regra 8 − N [7] : 1027 ) ou I-
3(o iodo central conecta dois átomos com duas ligações de dois elétrons, enquanto apenas uma ligação de dois elétrons cumpre a regra 8 − N ). Uma abordagem sensata é distribuir a carga iônica sobre os dois átomos externos. [7] Tal colocação de cargas em um polissulfeto S2−
n(onde todos os enxofres internos formam duas ligações, cumprindo a regra 8 − N ) já decorre de sua estrutura de Lewis. [7] - quando o tandem isolado de uma ligação heteronuclear e uma homonuclear leva a um comprometimento de ligação entre duas estruturas de Lewis de ordens de ligação limitantes. Um exemplo é N 2 O :
- O estado de oxidação típico do nitrogênio em N 2 O é +1, que também é obtido para ambos os nitrogênios por uma abordagem orbital molecular. [10] As cargas formais à direita obedecem às eletronegatividades, o que implica uma contribuição adicional de ligação iônica. De fato, as ordens de ligação N−N e N−O estimadas são 2,76 e 1,9, respectivamente, [7] aproximando-se da fórmula de ordens de ligação inteiras que incluiriam a contribuição iônica explicitamente como uma ligação (em verde):
- Por outro lado, cargas formais contra eletronegatividades em uma estrutura de Lewis diminuem a ordem de ligação da ligação correspondente. Um exemplo é o monóxido de carbono com uma estimativa de ordem de ligação de 2,6. [16]
Estados de oxidação fracionários
Estados de oxidação fracionários são frequentemente usados para representar o estado de oxidação médio de vários átomos do mesmo elemento em uma estrutura. Por exemplo, a fórmula da magnetita é Fe
3O
4, implicando um estado de oxidação médio para o ferro de + 8/3 . [17] : 81–82 No entanto, este valor médio pode não ser representativo se os átomos não forem equivalentes. Em um Fe
3O
4cristal abaixo de 120 K (−153 °C), dois terços dos cátions são Fe3+
e um terço são Fe2+
, e a fórmula pode ser mais claramente representada como FeO· Fe
2O
3. [18]
Da mesma forma, o propano , C
3E
8, foi descrito como tendo um estado de oxidação de carbono de − 8/3 . [19] Novamente, este é um valor médio, uma vez que a estrutura da molécula é H
3C-CH
2-CH
3, com o primeiro e o terceiro átomos de carbono tendo cada um um estado de oxidação de -3 e o central −2.
Um exemplo com verdadeiros estados de oxidação fracionários para átomos equivalentes é o superóxido de potássio , KO
2. O íon superóxido diatômico O-
2tem uma carga total de -1, então cada um dos seus dois átomos de oxigênio equivalentes recebe um estado de oxidação de -1/2 . Este íon pode ser descrito como um híbrido de ressonância de duas estruturas de Lewis, onde cada oxigênio tem um estado de oxidação de 0 em uma estrutura e −1 na outra.
Para o ânion ciclopentadienil C
5E-
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 hidrogênio (um elemento menos eletronegativo), e o − 1/5 porque a carga iônica total de −1 é dividida entre cinco carbonos equivalentes. Novamente, isso pode ser descrito como um híbrido de ressonância de cinco estruturas equivalentes, cada uma tendo quatro carbonos com estado de oxidação −1 e um com −2.
Exemplos de estados de oxidação fracionários para carbono Estado de oxidação Espécies de exemplo − 6/5 C
5E-
5− 6/7 C
7E+
7+ 3/2 C
4O2-4
Finalmente, os números de oxidação fracionários não são usados na nomenclatura química. [20] : 66 Por exemplo, o chumbo vermelho Pb
3O
4é representado como óxido de chumbo(II,IV), mostrando os estados de oxidação dos dois átomos de chumbo não equivalentes .
Elementos com múltiplos estados de oxidação
A maioria dos elementos tem mais de um possível estado de oxidação. Por exemplo, o carbono tem nove possíveis estados de oxidação inteiros de −4 a +4:
Estados de oxidação inteiros do carbono Estado de oxidação Exemplo de composto -4 CH
4-3 C
2E
6-2 C
2E
4, CH
3Cl-1 C
2E
2, C
6E
6, (CH
2OH)
20 HCHO , CH
2Cl
2+1 OCHCHO , CHCl
2CHCl
2+2 HCOOH , CHCl
3+3 HOOCCOOH , C
2Cl
6+4 CCl
4, CO
2
Estado de oxidação em metais
Muitos compostos com brilho e condutividade elétrica mantêm uma fórmula estequiométrica simples , como o TiO dourado, o RuO 2 preto-azulado ou o ReO 3 acobreado , todos com estado de oxidação óbvio. Por fim, atribuir os elétrons metálicos livres a um dos átomos ligados não é abrangente e pode produzir estados de oxidação incomuns. Exemplos são o LiPb e o Cu
3Ligas ordenadas Au , cuja composição e estrutura são amplamente determinadas pelo tamanho atômico e fatores de empacotamento . Se o estado de oxidação for necessário para o balanceamento redox, é melhor defini-lo como 0 para todos os átomos de tal liga.
Lista de estados de oxidação dos elementos
Esta é uma lista de estados de oxidação conhecidos dos elementos químicos , excluindo valores não integrais. Os estados mais comuns aparecem em negrito. A tabela é baseada na de Greenwood e Earnshaw, [21] com adições observadas. Cada elemento existe no estado de oxidação 0 quando é o elemento puro não ionizado em qualquer fase, seja alótropo monoatômico ou poliatômico . A coluna para o estado de oxidação 0 mostra apenas elementos conhecidos por existirem no estado de oxidação 0 em compostos.
Elemento | Estados negativos | Estados positivos | Grupo | Notas | |||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
-5 | -4 | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | +8 | +9 | |||||
Z | |||||||||||||||||||
1 | hidrogênio | E | -1 | +1 | 1 | ||||||||||||||
2 | hélio | Ele | 18 | ||||||||||||||||
3 | lítio | Eu | +1 | 1 | |||||||||||||||
4 | berílio | Ser | 0 | +1 | +2 | 2 | [22] [23] | ||||||||||||
5 | boro | B | -5 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | 13 | [24] [25] [26] [27] [27] [28] [29] | |||||||||
6 | carbono | C | -4 | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 14 | [27] [27] [27] [27] [27] [27] | ||||||
7 | azoto | Não | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 15 | [27] [27] [30] [27] [27] [27] | ||||||
8 | oxigênio | O | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | 16 | [27] [27] [27] | ||||||||||
9 | flúor | F | -1 | 17 | |||||||||||||||
10 | néon | Não | 18 | ||||||||||||||||
11 | sódio | N / D | -1 | 0 | +1 | 1 | [27] [31] | ||||||||||||
12 | magnésio | mg | 0 | +1 | +2 | 2 | [32] [33] | ||||||||||||
13 | alumínio | Todos | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | 13 | [34] [27] [35] [36] ? | |||||||||
14 | silício | Si | -4 | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 14 | [27] [27] [27] [37] [27] [38] [27] [27] | ||||||
15 | fósforo | P | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 15 | [27] [27] [39] [27] [40] [27] [27] | ||||||
16 | enxofre | S | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | 16 | [27] [27] [27] [27] | ||||||
17 | cloro | Cl | -1 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | 17 | [27] [27] [27] | |||||||
18 | argônio | Ar | 18 | ||||||||||||||||
19 | potássio | E | -1 | +1 | 1 | ? | |||||||||||||
20 | cálcio | Ca | +1 | +2 | 2 | [41] | |||||||||||||
21 | escândio | Esc | 0 | +1 | +2 | +3 | 3 | [42] [43] [44] | |||||||||||
22 | titânio | Você | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 4 | [27] [45] [46] [27] [27] ? | ||||||||
23 | vanádio | V | -3 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 5 | [27] [27] [27] [27] [27] ? | |||||||
24 | crômio | Cr | -4 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | 6 | [27] [27] [27] [27] [27] [27] ? | |||||
25 | manganês | homem | -3 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | 7 | [27] [27] [27] , [27] [27] , [27] ? | |||||
26 | ferro | Fé | -4 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | 8 | [27] [27] [47] [27] [48] [27] [49] ? | ||||
27 | cobalto | Co | -3 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 9 | [27] [27] [27] [50] ? | |||||||
28 | níquel | Não | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 10 | [27] [51] [27] [52] ? | ||||||||
29 | cobre | Com | -2 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 11 | [53] [27] [27] [27] ? | |||||||||
30 | zinco | Zinco | -2 | 0 | +1 | +2 | 12 | ? | |||||||||||
31 | gálio | Ga | -5 | -4 | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | 13 | [54] [27] [27] [55] ? | ||||||
32 | germânio | Gê | -4 | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 14 | [56] [27] [27] ? | ||||||
33 | arsênico | Como | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 15 | [57] [58] [27] ? | ||||||
34 | selênio | Se | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | 16 | [59] [60] ? | ||||||
35 | bromo | Br | -1 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +7 | 17 | [61] [27] [27] | ||||||||
36 | criptônio | Kr | +1 | +2 | 18 | ? | |||||||||||||
37 | rubídio | Rb | -1 | +1 | 1 | ? | |||||||||||||
38 | estrôncio | Sr | +1 | +2 | 2 | [62] | |||||||||||||
39 | ítrio | E | 0 | +1 | +2 | +3 | 3 | [63] [27] ? | |||||||||||
40 | zircônio | Zr | +1 | +2 | +3 | +4 | 4 | [27] [64] [65] [27] | |||||||||||
41 | nióbio | Nota | -3 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 5 | [27] [27] [27] [27] ? | |||||||
42 | molibdênio | Mês | -4 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | 6 | [27] [27] [27] [27] [27] [27] ? | |||||
43 | tecnécio | Tc | -3 | -1 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | 7 | [27] [27] [27 ] [27 ] [27 ] [27] [27] | ||||||
44 | rutênio | Russo | -4 | -2 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | +8 | 8 | [27] [27] [27] [27] [27] [27] [27] ? | |||||
45 | ródio | Direito | -3 | -1 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | 9 | [66] [27] [27] [27] [27] [27] [27] [67] | ||||||
46 | paládio | Pd | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 10 | [68] ? | ||||||||||
47 | prata | Ag | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | 11 | [69] [27] [27] ? | |||||||||
48 | cádmio | Cd | -2 | +1 | +2 | 12 | ? | ||||||||||||
49 | índio | Em | -5 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | 13 | [70] [27] [27] [71] ? | ||||||||
50 | estanho | Sn | -4 | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 14 | [72] [73] [74] ? | ||||||
51 | antimônio | Sb | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 15 | [75] ? | ||||||
52 | telúrio | Te | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | 16 | [27] ? | ||||||
53 | iodo | EU | -1 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | 17 | [76] ? | |||||||
54 | xenônio | Xe | +2 | +4 | +6 | +8 | 18 | [77] | |||||||||||
55 | césio | Cs | -1 | +1 | 1 | [78] | |||||||||||||
56 | bário | Bá | +1 | +2 | 2 | ? | |||||||||||||
57 | lantânio | O | 0 | +1 | +2 | +3 | grupos de blocos f | [63] [79] [27] | |||||||||||
58 | cério | Este | +1 | +2 | +3 | +4 | grupos de blocos f | [27] ? | |||||||||||
59 | praseodímio | Pr | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | grupos de blocos f | [63] [80] ? | |||||||||
60 | neodímio | E | 0 | +2 | +3 | +4 | grupos de blocos f | [63] [27] | |||||||||||
61 | promécio | PM (primeira vez) | +2 | +3 | grupos de blocos f | ? | |||||||||||||
62 | samário | Pequeno | 0 | +1 | +2 | +3 | grupos de blocos f | [63] [81] [27] | |||||||||||
63 | európio | UE | 0 | +2 | +3 | grupos de blocos f | 0 [63] | ||||||||||||
64 | gadolínio | Deus | 0 | +1 | +2 | +3 | grupos de blocos f | [63] [27] [27] | |||||||||||
65 | térbio | Tb | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | grupos de blocos f | [63] [79] [27] ? | ||||||||||
66 | disprósio | Morrer | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | grupos de blocos f | [63] [27] ? | ||||||||||
67 | hólmio | Eu | 0 | +1 | +2 | +3 | grupos de blocos f | [63] ? | |||||||||||
68 | érbio | É | 0 | +1 | +2 | +3 | grupos de blocos f | [63] ? | |||||||||||
69 | túlio | Tm | 0 | +1 | +2 | +3 | grupos de blocos f | [63] [79] [27] | |||||||||||
70 | itérbio | Yb | 0 | +1 | +2 | +3 | grupos de blocos f | [63] [79] [27] | |||||||||||
71 | lutécio | Lu | 0 | +1 | +2 | +3 | 3 | [63] ? | |||||||||||
72 | háfnio | Hf | -2 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 4 | [27] , [27] ? | |||||||||
73 | tântalo | Ta | -3 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 5 | [27] [27] [27] [27] ? | |||||||
74 | tungstênio | C | -4 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | 6 | [27] [27] [27] [27] [27] [27] ? | |||||
75 | rênio | Ré | -3 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | 7 | [27] [27] [27] , [27] [27] [27] [27] [27] ? | |||||
76 | ósmio | Os | -4 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | +8 | 8 | [27] [27] [27] [27] [27] [27] [27] [27] ? | |||
77 | irídio | Ir | -3 | -2 | -1 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | +8 | +9 | 9 | [27] [27] [27] [27] [27] [82] ? | |||
78 | platina | Pt | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | 10 | [27] [27] ? | |||||
79 | ouro | Ou | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +5 | 11 | [27] [83] [27] [27] ? | |||||||
80 | mercúrio | Hg | -2 | +1 | +2 | 12 | |||||||||||||
81 | tálio | Resumidamente | -5 | -2 | -1 | +1 | +2 | +3 | 13 | [84] ? | |||||||||
82 | liderar | Pb | -4 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | 14 | [27] [85] ? | |||||||
83 | bismuto | Bi | -3 | -2 | -1 | 0 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | 15 | [27] [86] [27] ? | ||||||
84 | polônio | Pô | -2 | +2 | +4 | +5 | +6 | 16 | [87] [27] | ||||||||||
85 | astato | No | -1 | +1 | +3 | +5 | +7 | 17 | [27] [27] [27] | ||||||||||
86 | radônio | Rn | +2 | +6 | 18 | ? | |||||||||||||
87 | frâncio | Pe | +1 | 1 | |||||||||||||||
88 | rádio | Rá | +2 | 2 | |||||||||||||||
89 | actínio | CA | +3 | grupos de blocos f | |||||||||||||||
90 | tório | O | -1 | +1 | +2 | +3 | +4 | grupos de blocos f | [88] [27] [27] ? | ||||||||||
91 | protactínio | Pai | +2 | +3 | +4 | +5 | grupos de blocos f | [27] [27] ? | |||||||||||
92 | urânio | você | -1 | +1 | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | grupos de blocos f | [88] [89] [27] [27] ? | ||||||||
93 | neptúnio | Não | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | grupos de blocos f | [27] [90] [27] [27] ? | |||||||||
94 | plutônio | Pu | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | +8 | grupos de blocos f | [27] , [27] [27] [27] ? | ||||||||
95 | amerício | Sou | +2 | +3 | +4 | +5 | +6 | +7 | grupos de blocos f | [27] [27] [27] [27] | |||||||||
96 | cúrio | Cm | +3 | +4 | +5 | +6 | grupos de blocos f | [27] [91] [92] | |||||||||||
97 | berquélio | Livro | +2 | +3 | +4 | +5 | grupos de blocos f | [27] [91] ? | |||||||||||
98 | californium | Cf | +2 | +3 | +4 | +5 | grupos de blocos f | [27] [27] [93] [91] | |||||||||||
99 | einstênio | É | +2 | +3 | +4 | grupos de blocos f | [27] | ||||||||||||
100 | férmio | FM-FM | +2 | +3 | grupos de blocos f | [27] | |||||||||||||
101 | mendelévio | Md | +2 | +3 | grupos de blocos f | [27] | |||||||||||||
102 | nobélio | Não | +2 | +3 | grupos de blocos f | [27] | |||||||||||||
103 | laurêncio | Esquerdo | +3 | 3 | |||||||||||||||
104 | rutherfórdio | RF-e | +3 | +4 | 4 | [94] | |||||||||||||
105 | dúbnio | Db | +3 | +4 | +5 | 5 | [94] | ||||||||||||
106 | seabórgio | Sg | +3 | +4 | +5 | +6 | 6 | [94] | |||||||||||
107 | bório | BH-B ... | +3 | +4 | +5 | +7 | 7 | [94] | |||||||||||
108 | hássio | Hs | +3 | +4 | +6 | +8 | 8 | [94] | |||||||||||
109 | meitnério | Monte | +1 | +3 | +6 | 9 | [94] | ||||||||||||
110 | darmstádio | Ds | +2 | +4 | +6 | 10 | [94] | ||||||||||||
111 | roentgênio | Rg | -1 | +3 | +5 | 11 | [94] | ||||||||||||
112 | copernicium | Cn | +2 | +4 | 12 | [94] | |||||||||||||
113 | niônio | Não | 13 | ||||||||||||||||
114 | fleróvio | Piso | 14 | ||||||||||||||||
115 | moscóvio | Mc | 15 | ||||||||||||||||
116 | fígado | Nível | -2 | +4 | 16 | [95] | |||||||||||||
117 | tennessee | Ts | -1 | +5 | 17 | ||||||||||||||
118 | oganesson | Og | -1 | +1 | +2 | +4 | +6 | 18 | [94] [96] [97] [97] [94] |
Formas iniciais (regra do octeto)
Uma figura com formato semelhante foi usada por Irving Langmuir em 1919 em um dos primeiros artigos sobre a regra do octeto . [98] A periodicidade dos estados de oxidação foi uma das evidências que levaram Langmuir a adotar a regra.
Uso na nomenclatura
O estado de oxidação na nomenclatura de compostos para metais de transição e lantanídeos e actinídeos é colocado como um sobrescrito à direita do símbolo do elemento em uma fórmula química, como Fe III ou entre parênteses após o nome do elemento em nomes químicos, como ferro (III). Por exemplo, Fe
2(ENTÃO
4)
3é denominado sulfato de ferro(III) e sua fórmula pode ser mostrada como FeIII
2(ENTÃO
4)
3. Isso ocorre porque um íon sulfato tem uma carga de -2, então cada átomo de ferro tem uma carga de +3.
História do conceito de estado de oxidação
Primeiros dias
A oxidação em si foi estudada pela primeira vez por Antoine Lavoisier , que a definiu como o resultado de reações com oxigênio (daí o nome). [99] [100] O termo foi generalizado desde então para implicar uma perda formal de elétrons. Os estados de oxidação, chamados de graus de oxidação por Friedrich Wöhler em 1835, [101] foram um dos degraus intelectuais que Dmitri Mendeleev usou para derivar a tabela periódica . [102] William B. Jensen [103] dá uma visão geral da história até 1938.
Uso na nomenclatura
Quando se percebeu que alguns metais formam dois compostos binários diferentes com o mesmo não metal, os dois compostos eram frequentemente distinguidos usando a terminação -ic para o estado de oxidação do metal mais alto e a terminação -ous para o mais baixo. Por exemplo, FeCl3 é cloreto férrico e FeCl2 é cloreto ferroso . Este sistema não é muito satisfatório (embora às vezes ainda seja usado) porque metais diferentes têm estados de oxidação diferentes que precisam ser aprendidos: férrico e ferroso são +3 e +2 respectivamente, mas cúprico e cuproso são +2 e +1, e estânico e estanoso são +4 e +2. Além disso, não havia permissão para metais com mais de dois estados de oxidação, como o vanádio com estados de oxidação +2, +3, +4 e +5. [17] : 84
Este sistema foi amplamente substituído por um sugerido por Alfred Stock em 1919 [104] e adotado [105] pela IUPAC em 1940. Assim, FeCl 2 foi escrito como cloreto de ferro(II) em vez de cloreto ferroso. O numeral romano II no átomo central passou a ser chamado de " número de Stock " (agora um termo obsoleto), e seu valor foi obtido como uma carga no átomo central após a remoção de seus ligantes junto com os pares de elétrons que eles compartilhavam com ele. [20] : 147
Desenvolvimento em direção ao conceito atual
O termo "estado de oxidação" na literatura química inglesa foi popularizado por Wendell Mitchell Latimer em seu livro de 1938 sobre potenciais eletroquímicos. [106] Ele o usou para o valor (sinônimo do termo alemão Wertigkeit ) anteriormente denominado "valência", "valência polar" ou "número polar" [107] em inglês, ou "estágio de oxidação" ou mesmo [108] [109] o "estado de oxidação". Desde 1938, o termo "estado de oxidação" tem sido conectado com potenciais eletroquímicos e elétrons trocados em pares redox participando de reações redox. Em 1948, a IUPAC usou as regras de nomenclatura de 1940 com o termo "estado de oxidação", [110] [111] em vez da valência original [105] . Em 1948, Linus Pauling propôs que o número de oxidação poderia ser determinado pela extrapolação de ligações para serem completamente iônicas na direção da eletronegatividade . [112] Uma aceitação completa desta sugestão foi complicada pelo fato de que as eletronegatividades de Pauling como tais dependem do estado de oxidação e que podem levar a valores incomuns de estados de oxidação para alguns metais de transição. Em 1990, a IUPAC recorreu a um método postulatório (baseado em regras) para determinar o estado de oxidação. [113] Isso foi complementado pelo termo sinônimo número de oxidação como um descendente do número de Stock introduzido em 1940 na nomenclatura. No entanto, a terminologia usando " ligantes " [20] : 147 deu a impressão de que o número de oxidação pode ser algo específico para complexos de coordenação . Esta situação e a falta de uma definição única real geraram numerosos debates sobre o significado do estado de oxidação, sugestões sobre métodos para obtê-lo e definições dele. Para resolver o problema, um projeto IUPAC (2008-040-1-200) foi iniciado em 2008 sobre a "Definição Abrangente do Estado de Oxidação", e foi concluído por dois relatórios [7] [6] e pelas entradas revisadas "Estado de Oxidação" [8] e "Número de Oxidação" [9] no IUPAC Gold Book . Os resultados foram uma única definição do estado de oxidação e dois algoritmos para calculá-lo em compostos moleculares e sólidos estendidos, guiados por eletronegatividades de Allen que são independentes do estado de oxidação.
Veja também
- Eletronegatividade
- Eletroquímica
- Orbital atômico
- Casca atômica
- Números quânticos
- Princípio Aufbau
- Energia de ionização
- Afinidade eletrônica
- Potencial iônico
- Íons
- Ligação covalente
- Ligação metálica
- Hibridização
Referências
- ^ Wang, G.; Su, J.; Li, J.; Riedel, S. (2014). "Identificação de um composto contendo irídio com um estado de oxidação formal de IX". Natureza . 514 (7523): 475–477. Bibcode :2014Natur.514..475W. doi :10.1038/nature13795. PMID 25341786. S2CID 4463905.
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