¡Buena pregunta! La respuesta corta es que el estado de oxidación preferido para un átomo depende de los electrones que puede perder más fácilmente.
Veamos el ejemplo de hierro. Podemos observar en la tabla periódica que el hierro tiene dos electrones externos y seis electrones externos. Están organizados en orbitales que contienen dos electrones cada uno. Hay un orbital s, el orbital 4s, y cinco orbitales d, los orbitales 3d. Recordando de nuevo al número cuántico principal, podemos ver que el orbital 4s tiene una energía más alta que el 3d.
Entonces, cuando el hierro pierde electrones, perderá electrones de mayor energía con mayor facilidad. Para el hierro, y de hecho la mayoría de los metales de transición, el estado de oxidación 2+ está presente. Esto se debe a la razón mencionada anteriormente, para los metales de transición se perderán los electrones de mayor energía.
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El hierro también tiene un estado de oxidación +3. Eso es porque tienes seis electrones d en cinco orbitales. Un orbital tendrá un par de electrones. Los electrones emparejados tendrán cierta repulsión entre sí (como carga) y, por lo tanto, uno de ellos se eliminará más fácilmente que los demás. Cuando se pierde ese electrón, tienes hierro en el estado de oxidación 3+. Eliminar más electrones requiere considerablemente más energía.
Básicamente, el estado de oxidación de la mayoría de los elementos se puede predecir en función de los electrones que se pueden perder fácilmente, o en el caso de los no metales, cuántos se pueden obtener cómodamente.
Espero que esto haya ayudado!
