La Oxidación

Si usted es un fan de los limpiadores a base de oxígeno, o está agradecido por los poderes esterilizantes del peróxido de hidrógeno, entonces tiene que agradecerle a la oxidación. Por otro lado, si alguna vez has tenido que lidiar con un auto oxidado o tirar fruta dorada, entonces tienes la culpa de la oxidación. La oxidación puede ser un proceso espontáneo o puede iniciarse artificialmente. A veces es útil, y a veces es muy destructivo.

En su nivel más básico, la oxidación es la pérdida de electrones. Ocurre cuando un átomo o compuesto pierde uno o más electrones. Algunos elementos pierden electrones más fácilmente que otros. Se dice que estos elementos se oxidan fácilmente. En términos generales, los metales como el sodio, el magnesio y el hierro se oxidan fácilmente.

Los elementos que son más reacios a perder electrones no se oxidan fácilmente; se aferran a sus electrones muy fuertemente. Los no metales, incluyendo nitrógeno, oxígeno y cloro, no se oxidan fácilmente.

Índice

El proceso de oxidación

Cuando un átomo o compuesto se oxida, sus propiedades cambian. Por ejemplo, cuando un objeto de hierro se oxida, se transforma porque ha perdido electrones. El hierro no oxidado es un metal fuerte y estructuralmente sólido, mientras que el hierro oxidado es un polvo quebradizo y rojizo.

Una vez que el hierro se ha oxidado, lleva una carga. Debido a que perdió tres electrones, ahora tiene una carga positiva de tres. Esta carga positiva de tres está representada por el número tres y un signo positivo (3+) escrito como un superíndice a la derecha del símbolo de hierro (Fe).oxidacion

El hierro se oxida muy fácilmente, por lo que es importante minimizar la exposición del hierro al oxígeno y a la humedad. El hierro continuará perdiendo electrones por el oxígeno mientras éste esté presente.

Estados de oxidación

La idea de asignar un estado de oxidación a cada uno de los átomos de una molécula evolucionó a partir del concepto de par de electrones del enlace químico. Los átomos dentro de una molécula se mantienen unidos por la fuerza de atracción que los núcleos de dos o más de ellos ejercen sobre los electrones en el espacio entre ellos.

En muchos casos, puede considerarse que esta compartición de electrones implica enlaces de pares de electrones entre núcleos adyacentes. La unión de pares de electrones a menudo está diagramada para mostrar todos los electrones de valencia enlazados y no enlazados.

El diagrama de cloruro de hidrógeno refleja la presencia, en la región internuclear, de dos electrones que están bajo la influencia atractiva mutua de los núcleos de hidrógeno y cloro.

Los estados de oxidación del hidrógeno y del cloro en HCl se asignan en función de las cargas netas que permanecen en H y Cl cuando los electrones compartidos se asignan al átomo que tiene mayor atracción por ellos. A través de mediciones físicas en átomos aislados y moléculas simples, se han determinado estos poderes atractivos relativos.

En la molécula de cloruro de hidrógeno el cloro es más electronegativo que el hidrógeno y, por lo tanto, se le asignan ambos electrones compartidos. El cloro tiene siete electrones de valencia en estado neutro. Habiendo adquirido un octavo electrón en su reacción con el hidrógeno, se considera que el cloro tiene un estado de oxidación de -1.

Al hidrógeno, en cambio, se le asigna +1, habiendo perdido el electrón de valencia única que tiene en su estado neutro. Las cargas a las que se llega de esta manera son la base para las asignaciones de estado de oxidación, representadas convencionalmente por números romanos, como en H(I) y Cl(-I) para los constituyentes de HCl.

Debido a que la determinación de los estados de oxidación es simplemente un método de distribución conceptual de los electrones compartidos a los átomos individuales, se debe tener en cuenta el mismo número de electrones, antes y después de dicha asignación.

oxidacionLos estados de oxidación no son una realidad física; simplemente representan los resultados de los cálculos basados en una regla formal.

Los estados de oxidación pueden ser asignados para las moléculas más comunes con la ayuda de unas pocas pautas. En primer lugar, los electrones compartidos por dos átomos del mismo elemento se dividen por igual; en consecuencia, los elementos están siempre en estado de oxidación 0, independientemente de su forma alotrópica (alotrópica se refiere al fenómeno de que un elemento tenga dos o más formas; por ejemplo, el carbono puede existir como diamante o grafito y en ambos casos se encuentra en el estado de oxidación 0).

Segundo, sólo el flúor es más electronegativo que el oxígeno. Por lo tanto, excepto en los compuestos que contienen oxígeno-oxígeno o enlaces oxígeno-fluoruro, al oxígeno se le puede asignar de manera confiable el estado de oxidación -2.

De manera similar, el hidrógeno es menos electronegativo que el flúor, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro, el azufre y el carbono (F, O, N, Cl, S y C), por lo que se encuentra en el estado de oxidación +1 en sus combinaciones con esos elementos. Para muchos compuestos comunes que contienen sólo hidrógeno, oxígeno y un tercer elemento, se puede calcular el estado de oxidación del tercer elemento, asumiendo números de oxidación de +1 para el hidrógeno y -2 para el oxígeno.

Sin embargo, cuando hay enlaces entre dos elementos que difieren poco en su electronegatividad, las asignaciones de estado de oxidación se vuelven dudosas, y la distinción entre procesos redox y no redox no es evidente.

Existe una reticencia general, particularmente en lo que respecta a los sistemas orgánicos, a asumir cambios en el estado de oxidación cuando los resultados de la reacción pueden explicarse por la transferencia o adición de agua (H2O), amoníaco (NH3), el ión hidróxido (OH-), o los iones de hidrógeno (H+), cloro (Cl-), bromo (Br-), o yodo (I-), o combinaciones de estas especies; por ejemplo, el ión amonio (NH4+), cloruro de hidrógeno (HCl).

La razón es que, en estas moléculas e iones, los elementos están presentes en sus estados de oxidación más típicos: hidrógeno(I), cloro(-I), oxígeno(-II), bromo(-I), yodo(-I) y nitrógeno(-III).

Referencias

 

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