Solución:
Solución 1:
El oxígeno puede adoptar múltiples estados de oxidación. Este compuesto en particular es el peróxido de sodio.
Tienes razón en que normalmente el oxígeno tiene una carga de -2, pero en este caso, no hay forma de que cada $ ce {Na} $ puede tener un estado de oxidación de +2.
Entonces trabaja al revés, decidiendo si es $ ce {Na +} $ entonces tiene +2 del sodio, y el oxígeno debe tener un número de oxidación promedio de -1 por átomo de oxígeno.
Además de los peróxidos ($ ce {O2 ^ {2 -}} $) también hay superóxidos ($ ce {O2 ^ {-}} $).
No es de extrañar que estos compuestos suelen ser muy reactivos.
Solución 2:
Existen “reglas especiales” para determinar el cargo formal en algunas situaciones. Los peróxidos caen en uno de estos casos especiales, consulte aquí (consulte la sección titulada “Oxígeno en peróxidos”). A cada oxígeno de un peróxido se le asigna una carga formal de -1. Dado que el peróxido de sodio es neutro en general, a cada átomo de sodio se le asigna un número de oxidación de +1.
Solución 3:
La estructura de los peróxidos – $ ce {ROOR} $ – implica que los oxígenos generalmente exhibirán estados de oxidación -1. Los estados de oxidación se asignan como si todos los enlaces fueran iónicos.
Dado que el oxígeno es el segundo elemento más electronegativo en la tabla periódica, esperaríamos que todos los electrones en el enlace $ ce {RO} $ sean “tomados” por oxígeno (a menos que $ ce {R = F} $ como en el caso de $ ce {FOOF} $).
En el enlace $ ce {OO} $, sin embargo, los electrones se dividen 50/50 entre los dos oxígenos (ya que ambos tienen electronegatividades atómicas iguales).
Por lo tanto, cada oxígeno tiene un estado de oxidación de -1 en los peróxidos (generalmente): cada oxígeno tiene 3 electrones de enlace y 4 electrones de un solo par para un total de 7 electrones, y el oxígeno por sí solo tiene 6 electrones. 6 menos 7 es -1.