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La oxidación es un proceso cuyos efectos podemos observar a nuestro alrededor todos los días. Si cortamos una manzana, su pulpa blanca se vuelve marrón en unos minutos; sabemos que se ha oxidado. ¿Pero que es lo que ha ocurrido? El oxígeno del aire ha reaccionado con algunas sustancias de la manzana produciendo nuevos compuestos con características diferentes. Lo mismo ocurre con el hierro cuándo se oxida y se vuelve más frágil. El oxígeno reacciona con el hierro metálico y se forma óxido de hierro.

En este artículo aprenderemos acerca del concepto de oxidación y veremos unas nociones básicas sobre las reacciones redox (oxido-reducción).

La oxidación, el oxígeno y los electrones

Durante mucho tiempo la oxidación se definió como la ganancia de oxígeno, esto es, la combinación de un elemento o molécula con átomos de oxígeno para formar una o más sustancias diferentes a las de partida. Por ejemplo, el hierro se oxida produciendo trióxido de hierro (Fe2O3), una sustancia marrón más frágil que el hierro metálico. Esta es una reacción lenta entre el metal y el óxigeno del aire. Otras reaciones de oxidación son rápidas y en ocasiones violentas, por ejemplo, la combustión del carbón es una reacción de oxidación exotérmica en la que se genera calor y se forma hidrógeno gaseoso (H2) y dióxido de carbono (CO2).

Con el descubrimiento de los electrones y el estudio de las reacciones químicas a un nivel más profundo, se observó que otras sustancias distintas al oxígeno reaccionaban de forma similar. Por ejemplo, el hierro también se oxida en presencia de flúor y el sodio o el propio oxígeno arden en una atmósfera de cloro. Aunque siguió llamándose oxidación, se entendió que lo que realmente ocurría no era una propiedad exclusiva del oxígeno.

Lo que realmente ocurre es que los átomos del oxígeno presentan una alta electronegatividad. Esto quiere decir que ejercen una atracción elevada por los electrones (carga negativa). Al acercarse a otros átomos de menor electronegatividad, los electrones más externos se sienten más atraídos por el átomo de oxígeno que por su propio átomo. Se facilita así que el elemento de menor electronegatividad pierda sus electrones y que reaccione con otras sustancias. Lo mismo ocurre cuándo dos elementos cualesquiera de electronegatividad diferente se acercan sin que necesariamente tenga intervenir el oxígeno.

Así, la oxidación de un elemento podría definirse, de forma general, como la pérdida de uno o más electrones. Lo contrario, la ganancia de electrones es el proceso de reducción. Esta definición, sin embargo, supone aceptar erróneamente que todo lo que se obtiene de una oxidación o de una reducción son compuestos iónicos y esto no siempre es cierto. Un elemento también se oxida, por ejemplo, cuándo cede sus electrones para formar un enlace covalente. En este caso el elemento se ha oxidado pero no ha perdido sus electrones (no se ha formado un ion).

Estado de oxidación

Hoy en día se habla de forma más precisa de estado de oxidación de los átomos, abreviado EDO, y se define como la carga hipotética que tendría el átomo o la molécula si todos sus enlaces disponibles fueran de tipo iónico. Se designa mediante el cero y números positivos o negativos que serían el valor de esta hipotética carga, llamada número de oxidación. Por ejemplo, el Fe2+ sería el hierro en un estado de oxidación de +2 e indica que puede aceptar 2 electrones. El Cl representa al cloro en estado de oxidación -1 e indica que puede donar un electrón.

Un átomo se oxida cuándo experimenta un aumento en su estado de oxidación. Por ejemplo, el Fe2+ (estado ferroso) pasa a Fe3+ (estado férrico). Ha pasado de estado de oxidación +2 a +3, se ha oxidado. Esto no significa que necesariamente haya perdido un electrón ya que también puede indicar que antes compartía 2 electrones en enlaces covalentes y que ahora comparte 3. Por ejemplo, en el FeO (oxido ferroso u óxido de hierro (II)) el hierro tiene un EDO de +2. En el Fe2O3 (óxido férrico u óxido de hierro (III)) el hierro tiene un EDO de +3. En ambos casos el estado de oxidación del oxígeno es -2. La cantidad de electrones del hierro no cambia, sólo su estado de oxidación.

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Se cumplen las siguientes reglas:

  1. el estado de oxidación de un elemento libre es cero
  2. para un ion monoatómico (ion simple), el estado de oxidación es igual a la carga neta del ion
  3. El hidrógeno tiene un estado de oxidación de +1 y el oxígeno de -2 en la mayoría de compuestos exceptuando los hidruros, en los que el hidrógeno tiene un estado de oxidación de -1 (por ejemplo el LiH, hidruro de litio), y los peróxidos, en los que el oxígeno tiene une estado de oxidación de -1 (por ejemplo el H202, peróxido de hidrógeno).
  4. la suma de los estados de oxidación de los átomos que forman una molécula neutra es igual a cero. En una molécula no neutra esta suma es igual a la carga neta de la molécula.

Información más detallada sobre el estado de oxidación se puede encontrar en el Gold Book de la IUPAC: oxidation state.

Reacción de oxido-reducción

Como hemos visto, la oxidación y la reducción son dos procesos inversos. Se llama reacción de oxido-reducción, o reacción redox, a aquella en la que tiene lugar un aumento del estado de oxidación de alguno de uno de los reactivos y una reducción del estado de oxidación del otro reactivo. Se puede dar que:

  1. Haya cambio en la estructura electrónica (hay transferencia real de electrones y generalmente se forman iones)
  2. No haya cambio aparente en la estructura electrónica (no hay transferencia real de electrones y generalmente se asocia con enlaces covalentes o de otro tipo no iónico)

Por ejemplo, en la siguiente reacción hay una transferencia real de electrones entre el iodo y el cloro. El cloro se reduce, pasa de estado oxidación cero a estado de oxidación -1. El iodo se oxida pasando de estado de oxidación -1 a 0. El sodio no cambia su estado de oxidación:

2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl

Se podría desglosar en:

  • 2I → I2 + 2 e (los iones ioduro se unen mediante enlace covalente y pierden un electrón cada uno. El sodio que estaba unido al ión ioduro queda libre)
  • Cl2 + 2 e → 2 Cl (cada átomo de la molécula de dicloro acepta un electrón y se forman los iones cloruro que forman enlace iónico con el ión sodio Na+ que dejó libre el iodo).

En la formación de cloruro de hidrógeno (ClH) desde gas dicloro y dihidrógeno hay una reacción redox pero no hay transferencia real de electrones:

Cl2 + H2 → 2 ClH

La capacidad de una sustancia de oxidar a otra, de hacer que aumente su estado de oxidación, se conoce como potencial redox. El concepto de potencial redox está relacionado con el pH. El pH mide el potencial de hidrógeno o protón (capacidad para reducir) mientras que el potencial redox mide el potencial de electrón.

En química orgánica se habla frecuentemente de la ganancia de hidrógeno (o protón H+) como un proceso de reducción y de la pérdida de hidrógeno como un proceso de oxidación. El concepto, en lo que se refiere al estado de oxidación, es exactamente el mismo.

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