* Electronegatividad y enlace: Los estados de oxidación se asignan en función de las electronegatividades relativas de los átomos involucrados en un enlace químico. El átomo más electronegativo en un enlace se le asigna un estado de oxidación más negativo.
* Variedad de compuestos: Los elementos pueden formar una amplia gama de compuestos, lo que lleva a diversos estados de oxidación. Por ejemplo, el hierro puede existir en estados de oxidación +2, +3 e incluso más altos dependiendo del compuesto.
* Tendencias grupales: Si bien hay tendencias generales en los estados de oxidación dentro de los grupos de la tabla periódica, estas no son reglas absolutas. Por ejemplo, los metales alcalinos (grupo 1) generalmente tienen +1 estados de oxidación, pero algunos pueden exhibir estados de oxidación inusuales en compuestos específicos.
* metales de transición: Los metales de transición son particularmente notorios por tener múltiples estados de oxidación posibles. Esto se debe a la disponibilidad de D-Electrones para la unión.
En lugar de "más común", es más útil considerar los estados de oxidación comunes para grupos o elementos específicos. Aquí hay algunos ejemplos:
* Grupo 1 (metales alcalinos): +1
* Grupo 2 (metales de tierra alcalina): +2
* Grupo 17 (halógenos): -1 (excepto en compuestos con oxígeno donde pueden tener estados de oxidación positivos)
* oxígeno: -2 (excepto en los peróxidos donde está -1)
* Hidrógeno: +1 (excepto en hidruros metálicos donde está -1)
Recuerde, el estado de oxidación de un elemento es un concepto útil para comprender las reacciones químicas, pero no es una propiedad fija del elemento en sí.
