💡 Recordá lo que vimos en el curso: 👉 El estado de oxidación del oxígeno (O) combinado es -2 (excepto en los peróxidos y en compuestos con flúor). Entonces, teniendo en cuenta estas reglas podemos hallar los estados de oxidación de los no metales (que son generalmente los que tenemos que calcular, porque suelen tener más de un estado de oxidación). Ésto vamos a lograrlo a partir de plantear que la sumatoria de los estados de oxidación, teniendo en cuenta las atomicidades de los elementos en el compuesto, tiene que ser igual a la carga neta (total) del compuesto. En este caso ninguna tiene carga neta (no son iones), así que esa sumatoria nos tiene que dar cero. Analicemos cada compuesto:

• $\mathrm{SO}_{2}$: El O tiene un estado de oxidación de -2 (siempre, excepto en peróxidos o al combinarse con flúor). Como el S tiene más de un estado de oxidación, necesitamos calcular el estado de oxidación del S: $\begin{matrix} \scriptstyle x & \scriptstyle -2 \\ \underbrace{\mathrm{S}}_{\text{1(x)}} & \underbrace{\mathrm{O}_{2}}_{\text{2.(-2)}} \end{matrix}$ $1.(x) + 2.(-2) = 0$

$x - 4 = 0$

$x = +4$

El S actúa con +4 y el O con -2. • $\mathrm{NO}$: El O tiene un estado de oxidación de -2. Ahora, determinamos el estado de oxidación del N: $\begin{matrix} \scriptstyle x & \scriptstyle -2 \\ \underbrace{\mathrm{N}}_{\text{1(x)}} & \underbrace{\mathrm{O}}_{\text{1.(-2)}} \end{matrix}$ $1.(x) + 1.(-2) = 0$

$x - 2 = 0$

$x = +2$

El N actúa con +2 y el O con -2. • $\mathrm{SO}_{3}$: El O tiene un estado de oxidación de -2. Ahora, determinamos el estado de oxidación del S: $\begin{matrix} \scriptstyle x & \scriptstyle -2 \\ \underbrace{\mathrm{S}}_{\text{1(x)}} & \underbrace{\mathrm{O}_{3}}_{\text{3.(-2)}} \end{matrix}$ $1.(x) + 3.(-2) = 0$

$x - 6 = 0$

$x = +6$

El S actúa con +6 y el O con -2. • $\mathrm{SiO}_{2}$: El O tiene un estado de oxidación de -2. Ahora, determinamos el estado de oxidación del Si: $\begin{matrix} \scriptstyle x & \scriptstyle -2 \\ \underbrace{\mathrm{Si}}_{\text{1(x)}} & \underbrace{\mathrm{O}_{2}}_{\text{2.(-2)}} \end{matrix}$ $1.(x) + 2.(-2) = 0$

$x - 4 = 0$

$x = +4$

El Si actúa con +4 y el O con -2.

• $\mathrm{NO}_{2}$: El O tiene un estado de oxidación de -2. Ahora, determinamos el estado de oxidación del N: $\begin{matrix} \scriptstyle x & \scriptstyle -2 \\ \underbrace{\mathrm{N}}_{\text{1(x)}} & \underbrace{\mathrm{O}_{2}}_{\text{2.(-2)}} \end{matrix}$ $1.(x) + 2.(-2) = 0$

$x - 4 = 0$

$x = +4$

El N actúa con +4 y el O con -2.

La idea es siempre la misma. Primero usar las reglas para asignar el estado de oxidación, observando quién se combina con quién. Después, si hace falta, hacés el balance de los estados de oxidación para obtener el que te falta.😉