NUMERO DE OXIDACION

	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:
	v      Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se  distribuyen en forma equitativa entre ellos.
	v      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.
	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.
	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.
	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.
	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,   Cl2o,  S8o.
	El 0xígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación  -1.
	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.
	Por ejemplo:
	Na+1 (Carga del ión)    +1 (Número de oxidación)
	S-2                        -2 (Número de oxidación)
	Al+3                                +3 (Número de oxidación)
	v      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.
	v      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.
	Por ejemplo:
	a) 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.
	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.
	b) 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