La oxidación es una reacción
química donde un metal o un no metal cede electrones, y por tanto aumenta su
estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como
reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos
reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida,
siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra
los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.
La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que
existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin
embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.
La sustancia más oxidante que
existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre varias
sustancias con el mismo estado de oxidación; la capacidad oxidante difiere
grandemente según el ligante Así el -CF3 tiene una electronegatividad (el C)
similar a la del cloro (3,1) mucho mayor que por ejemplo -CBr3, aunque ambos
tengan el mismo número de oxidación. Las propiedades del HBrO3 son muy
diferentes a la del BrF5 éste último es mucho más oxidante aunque ambos tengan
la misma valencia.
Si el elemento está como grupo
neutro o estado catiónico: KrF2 tiene una EN menor que el KrF+ aunque
formalmente tengan el mismo número de oxidación. Así el MnF3 el MnF4(-1) y el
MnF2(+1) todos con el mismo número de oxidación tienen EN diferentes.
Las sustancias oxidantes más
usuales son el permanganato potásico (KMnO4), el dicromato de potasio (K2Cr2O7),
el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los
halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio
alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy
enérgico:
-
Br(-1) + O3 = BrO3(-1)
El nombre de "oxidación"
proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de
electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de
electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse
sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de
yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:
-
2NaI + Cl2 → I2 + 2NaCl
Esta puede desglosarse en sus
dos hemireacciones correspondientes:
-
2 I-1 ←→ I2 + 2 e-
-
Cl2 + 2 e- ←→ 2 Cl-1
En estas dos ecuaciones queda
explícita la transferencia de electrones. Si se suman las dos ecuaciones
anteriores, se obtiene la primera.
Tipos de oxidación
-
Oxidación lenta
-
La que ocurre casi siempre
en los metales a causa del agua o aire, causando su corrosión y pérdida de
brillo y otras propiedades características de los metales, desprendiendo
cantidades de calor inapreciables; al fundir un metal se acelera la
oxidación, pero el calor proviene principalmente de la fuente que derritió
el metal y no del proceso químico (una excepción sería el aluminio en la
soldadura autógena).
-
Oxidación rápida
-
La que ocurre durante lo
que ya sería la combustión, desprendiendo cantidades apreciables de calor,
en forma de fuego, y ocurre principalmente en substancias que contienen
carbono e hidrógeno, (Hidrocarburos)
Combinaciones
Cuando el oxígeno se combina
con un metal, puede formar o bien óxidos básicos o peróxidos, estos óxidos se
caracterizan por ser de tipo básicos.
Si se combina el oxígeno con un
no metal forma óxidos ácidos también llamados anhídridos y caracterizados por
ser de tipo ácido (actúan como ácido).
Ejemplo
El hierro puede presentar dos
formas oxidadas.
-
Fe2O2 → FeO
-
Fe2O3
Consecuencias
En los metales una consecuencia
muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico
muy negativo.
Combinando las reacciones de
oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica se consiguen las pilas
electroquímicas(ver pila eléctrica). Estas reacciones pueden aprovecharse para
evitar fenómenos de corrosión no deseados mediante la técnica del ánodo de
sacrificio y para la obtención de corriente eléctrica continua.
