* metales de transición: Los metales de transición, ubicados en el bloque D de la tabla periódica, son particularmente conocidos por tener múltiples estados de oxidación. Esto se debe a su capacidad de perder electrones de sus orbitales S y D. Los ejemplos incluyen:
* hierro (Fe): Fe (ii) y Fe (iii)
* cobre (cu): Cu (i) y Cu (ii)
* manganeso (MN): Mn (II), Mn (III), Mn (IV), Mn (VI) y Mn (vii)
* Otros metales: Algunos metales de no transición también exhiben estados de oxidación variable. Los ejemplos incluyen:
* tin (sn): Sn (ii) y Sn (iv)
* plomo (pb): PB (II) y PB (IV)
Factores clave que influyen en los estados de oxidación:
* Configuración electrónica: El número de electrones de valencia disponibles para el enlace determina los posibles estados de oxidación.
* ligandos: Los átomos o moléculas circundantes (ligandos) pueden influir en el estado de oxidación del metal.
* Condiciones de reacción: Factores como la temperatura, la presión y la presencia de otros reactivos pueden afectar la estabilidad de los diferentes estados de oxidación.
Ejemplo:
El hierro puede existir en los estados de oxidación +2 y +3:
* fe (ii): Encontrado en compuestos como óxido ferroso (FEO).
* Fe (iii): Encontrado en compuestos como óxido férrico (Fe₂o₃).
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