Definición de Oxidación

Candela Rocío Barbisan
Ingeniera Química

La oxidación es una reacción que ocurre debido a un elemento que sufre una pérdida neta de electrones. Sin embargo, para que dicho elemento pierda electrones, otro debe ser lo suficientemente electronegativo para poder captarlos y así ganar electrones, a esta última reacción se llama reducción. Por ende, cada vez que exista una oxidación existirá también una reducción que la acompañe y viceversa.

Hagamos un poco de historia… ¿Por qué se llama oxidación a este gran conjunto de reacciones? Pues bien, porque los primeros científicos descubrieron que el oxígeno, que es un elemento muy electronegativo, era capaz de tomar electrones de otros elementos y combinarse formando los denominados óxidos, con lo cual, a todas las reacciones que involucraran la formación de óxidos se las denominó oxidaciones. Hoy en día se sabe que hay muchas más reacciones de oxidación en las que no necesariamente está involucrado el oxígeno y, por ello, la definición es aún más amplia.

Ejemplos de formación de óxidos

4Al+ 3O₂ → 2Al₂ O₃

Esta es la reacción de formación del Óxido de Aluminio, en este caso, el Oxígeno cuyo estado de oxidación inicial era (0) pasó a tener estado de oxidación (-2) en el óxido, esa reacción de reducción se describe como:

O₂+4e^– → 2O^2-

Para el caso, el elemento que pierde los electrones, es quien aumenta su estado de oxidación y lleva a cabo la bien llamada reacción de oxidación:

Al → AL⁺³+3e^–

A ambas reacciones se las sueles llamar hemireacciones o semireacciones, puesto que la reacción completa se da cuando ambas se producen simultáneamente. Vale notar que, en cada semireacción, hay un balance completo, tanto de cargas como de número de elementos.

Veamos algunos ejemplos más, la oxidación del estaño (1) o del hierro (2):

Sn_(s) → Sn⁺²_(aq)+2e^– (1)

Fe_(s) → Fe⁺²_(aq)+2e^^– (2)

En ambos ejemplos, se tomaron las hemireacciones completas, describiendo el estado de agregación de cada uno de los compuestos y validando, nuevamente, el balance de cargas y de cantidad de especies.

Algunos elementos pueden tener más de un estado de oxidación, tal es el caso del Hierro, cuya otra oxidación posible es:

Fe⁺²_(aq) → Fe⁺³_(aq)+1e^–

El hierro es un caso particular que bien conocemos todos, pues es un famoso problema al que día a día nos afrontamos: la corrosión. Cuando hierro metálico se combina con suficiente oxígeno del ambiente da lugar al óxido de hierro (III). Por ejemplo, si sumergimos un clavo de hierro en agua veremos luego de unos minutos que comienza a formarse dicho óxido sobre la superficie del clavo, lo que se conoce comúnmente como herrumbre. La industria ha hecho, y continúa haciendo, un gran esfuerzo para combatir la corrosión, principalmente en la industria del gas natural y el petróleo, donde la mayoría del equipamiento está diseñado con materiales basados en hierro (aceros al carbono) que son susceptibles en mayor o menor grado al ataque de distintos agentes corrosivos.

Gracias al avance de la tecnología y el estudio de estas reacciones, se conocen diversos métodos para disminuir al máximo esta oxidación, como por ejemplo, recubrir las superficies con otro metal que sea “más fácil” de corroer, como por ejemplo el zinc. Este metal tenderá a perder sus electrones de manera más activa que el hierro y preponderará la reacción de oxidación del zinc por sobre la del metal base (hierro), siendo el oxígeno quien capte dichos electrones.

En síntesis, en la oxidación el agente que pierde sus electrones quedará con mayor carga positiva y, en consecuencia, su estado de oxidación aumenta. Como bien dijimos anteriormente, siempre que exista una oxidación estará acompañada de una reducción, por ello, se las denomina reacciones re-dox. En la industria, es infinita la cantidad de reacciones de este tipo que son indispensables para diversos procesos productivos, muchas de las cuales se dan de manera espontánea en la naturaleza.

En el caso de la oxidación, vimos que la especie tiende a perder electrones, por lo que se dice que es un agente reductor, puesto que propia la reducción de otra especie a partir de su oxidación. En otras palabras, el agente reductor, que forma parte de una reacción de oxidación, propicia el aumento de cargas negativas (electrones) de otra especie (la reducción de otra especie) a partir de ser él quien ceda esos electrones, aumentando su estado de oxidación. Para el ejemplo de la reacción de formación del Óxido de Aluminio, el Al es el agente reductor mientras que el O2 será el agente oxidante.

Por: Candela Rocío Barbisan. Ingeniera Química por la UNMdP, Argentina, trabaja en la gestión de activos e integridad a diversas industrias, principalmente Oil & Gas. Certificada en API 580, Risk Based Inspection, por el American Petroleum Institute. Profesora en la Facultad de Ingeniería en la UNMdP, en las cátedras de Química General I, Laboratorio de Operaciones Unitarias (4º año, Ing. Química) y Laboratorio de Reactores y Control (5º año, Ing. Química).

Trabajo publicado en: Oct., 2021.

Datos para citar en modelo APA: Barbisan, C. R. (octubre, 2021). Definición de Oxidación. Significado.com. Desde https://significado.com/oxidacion/