Estat d'oxidació

L'estat d'oxidació o nombre d'oxidació es defineix com la suma de càrregues positives i negatives d'un àtom, la qual cosa indirectament indica el nombre d'electrons que l'àtom ha acceptat o cedit. L'estat d'oxidació és una aproximació conceptual, útil per exemple quan es produïxen processos d'oxidació i reducció (processos redox).

Els protons d'un àtom tenen càrrega positiva, i aquesta càrrega es veu compensada per la càrrega negativa dels electrons; si el nombre de protons i d'electrons és el mateix, l'àtom és elèctricament neutre. Si l'àtom cedeix un electró les càrregues positives dels protons no són compensades, ja que no hi ha suficients electrons. D'aquesta manera s'obté un ió amb càrrega positiva (catió), A+, i es diu que és un ió monopositiu; el seu estat d'oxidació és de +1. En canvi, si l'àtom accepta un electró, els protons no compensen la càrrega dels electrons, obtenint-se un ió mononegatiu, A–. L'àtom pot cedir un nombre més gran d'electrons obtenint-se ions dipositius, tripositius, etc. I de la mateixa manera, pot acceptar-los, donant ions de distintes càrregues.

Els estats d'oxidació es denoten en la nomenclatua química per mitjà de nombres romans entre parèntesis després de l'element d'interès. Per exemple, un ió de ferro amb un estat d'oxidació +3, Fe3+, s'escriuria de la forma següent: ferro (III). L'òxid de manganès amb el manganès presentant un estat d'oxidació de +7, MnO4–, s'anomena com "òxid de manganès (VII)"; d'aquesta manera es pot diferenciar d'altres òxids. En aquests casos no cal indicar si la càrrega de l'ió és positiva o negativa. En la fórmula química, l'estat d'oxidació dels ions s'indica per mitjà d'un superíndex després del símbol de l'element, com ja s'ha vist en Fe3+, o per exemple, en l'oxigen (II), O2–. No s'indica l'estat d'oxidació en el cas que sigui neutre.

La fórmula següent mostra a la molècula de iode, I₂, acceptant dos electrons, de manera que passa a presentar un estat d'oxidació de –1:

I_2{}+2e- -> 2I-

Determinació de l'estat d'oxidació 
Quan s'escriuen reaccions químiques, les següents regles permeten obtindre l'estat d'oxidació que presenta cada element:
 Entre àtoms diferents que compartixen un electró, es considera que l'àtom de major electronegativitat té l'electró i l'altre el cedeix.
 Si els àtoms són iguals, es considera que el comparteixen.

A vegades no és obvi en quins estats d'oxidació estan els ions d'una molècula. Per exemple, en Cr(OH)₃, no s'indica cap estat d'oxidació, però hi ha un enllaç iònic. Hi ha diverses regles per a determinar l'estat d'oxidació de cada ió:
 L'estat d'oxidació d'àtoms neutres és igual a zero.
 En les molècules neutres, la suma dels estats d'oxidació dona zero.
 El fluor sempre té un estat d'oxidació de –1 (es tracta d'un àtom molt electronegatiu).
 L'oxigen sol tindre un estat d'oxidació de –2, excepte en diversos casos:
 En el cas que hi hagi fluor, que tindrà estat d'oxidació –1.
 Quan hi ha enllaços entre dos àtoms d'oxigen; un oxigen neutralitza la càrrega de l'altre.
 En peròxids, per exemple, l'aigua oxigenada (peròxid d'hidrogen), H₂O₂, on tenim O₂2–, per la qual cosa es considera que l'àtom d'oxigen té un estat d'oxidació de –1.
 En superòxids; –1/2.
 Els ions del grup 1 tenen un estat d'oxidació de +1 en els seus compostos.
 Els ions del grup 2 tenen un estat d'oxidació de +2 en els seus compostos.
 Els halogens tenen normalment un estat d'oxidació de –1 (excepte quan estan amb altres àtoms tan electronegatius com ells, com l'oxigen o altres halògens).
 L'hidrogen té estat d'oxidació de +1, excepte quan forma hidrurs metàl·lics.

Per exemple, en el compost Cr(OH)₃, l'oxigen té l'estat d'oxidació –2 i l'hidrogen +1. Per tant, el grup hidròxid té una càrrega negativa (–2 + 1), per la qual cosa s'escriu, si no forma un compost, com OH–. Hi ha tres hidròxids, per la qual cosa són tres càrregues negatives les que neutralitza l'ió de crom, és a dir, que es tracta d'un ió tripositiu, Cr3+.

Estats d'oxidació més freqüents

Dels no metalls

Dels metalls

Vegeu també 
 València (química)
 Electroquímica

Propietats químiques
Electroquímica