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 Definición de Oxidación

 

Oxidación del hierro.

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.

4 BLACK salones Cremallera Riding Biker Botas Botines Invierno Style black Nudo de de impermeable señoras Booties cruzado Otoño 8026FD Botas las para a trabajo mano Plataforma banquetes 38 de Hecho lateral 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.

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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.

 

 
 

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