Oxidación.

Si hablamos de «oxidación» rápidamente nos viene a la cabeza el nombre de oxígeno y el color anaranjado de un objeto de hierro oxidado que tiramos hace tiempo. Efectivamente, en sus inicios, el concepto de oxidación estaba asociado al oxígeno, y aún hoy es científicamente correcto decir que un objeto de hierro se ha oxidado. Cuando un compuesto reacciona con oxígeno genera un compuesto llamado óxido. A esto es a lo en el concepto clásico los químicos llaman oxidación, que lleva implícita la fijación de oxígeno. Por ejemplo, el magnesio reacciona con oxígeno para formar óxido de magnesio.

Nuestra experiencia también nos enseña que hay metales que se oxidan fácilmente y otros que no lo hacen, como la plata y el oro. Los agentes oxidantes más comunes en nuestra vida cotidiana son el oxígeno del aire y el agua. Los elementos de la siguiente lista están ordenados de mayor a menor en función de su reactividad con el oxígeno y el agua:

K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au.

Algunos aspectos interesantes:

• El potasio (K) y el sodio (Na) son tan reactivos que tienen que ser guardados en aceite o en benceno.
• El aluminio (Al) reacciona con el oxígeno del aire para formar una fina capa que lo protege del agua.
• Como el cinc (Zn) reacciona lentamente con el agua, los metales como el hierro (Fe) suelen estar cubiertos de una capa de cinc (galvanizados) para impedir la corrosión.
• El cobre (Cu), plata (Ag) y oro (Au) no reaccionan con el oxígeno del aire, son los menos reactivos, denominándose metales nobles.

Pero muchos términos científicos inician su vida con un significado de uso común y acaban cubriendo un territorio más extenso al generalizarse.

Hoy día decimos que un elemento o compuesto se oxida cuando pierde electrones. Es decir, la oxidación es una reacción química donde un elemento cede o pierde electrones, independientemente de que el oxígeno entre en escena.  El hierro cuando reacciona con el oxígeno pierde electrones, por eso sigue vigente esta afirmación.

Pero un metal puede ser oxidado por otro reactivo que no sea oxígeno y que tenga más afinidad por los electrones que él. Así, el cloro oxida al magnesio produciendo cloruro de magnesio.

Reducción.

Como hemos visto, la oxidación consiste en ceder electrones. Ahora la pregunta es ¿adónde van esos electrones? Pues a otro elemento o compuesto que los acepte, el cual decimos que se reduce. Así pues, la reducción es un proceso por el cual un átomo o un ion gana o acepta electrones. Es el proceso inverso al de la oxidación.

Su nombre se refería a la extracción de un metal de la mena minera: el mineral se reducía al metal. Por ejemplo, en un alto horno el mineral de hierro (un óxido de hierro) reacciona con el carbono y el monóxido de carbono para formar hierro fundido que fluye por la base del horno para ser transformado posteriormente en distintos tipos de acero.

Imagen 1: Zona de reducción en un alto horno.

Reducción indirecta.

Reducción directa.

Carburación.

Evolución de los conceptos de oxidación y reducción en los distintos períodos del desarrollo de la Teoría Electroquímica.

En los apartados anteriores hemos usado los conceptos modernos de oxidación y reducción, pero, como ocurre en todos los campos de la ciencia, los conceptos van evolucionando. Aquí una breve historia de su evolución (González, J. C., 2012):

El campo de las reacciones redox ha variado en los distintos períodos de la historia de la química, a finales del S. XVIII, los términos de oxidación y reducción fueron presentados por el científico francés Lavoisier en relación con sus estudios de combustión. Él utilizó estos términos para describir la reacción del oxígeno con otras sustancias en particular,y la eliminación de oxígeno de los productos formados. En el principio del siglo XIX, el alemán científico Liebig propuso otra definición, desde sus estudios sobre el proceso deshidrogenación de alcoholes a aldehídos. Él prefirió definir la oxidación y reducción con respecto a la pérdida y ganancia de hidrógeno. En el comienzo del S. XX, el científico estadounidense Lewis, con su teoría electrónica de la valencia, propone definir una reacción redox como una combinación de dos medias reacciones incluyendo la transferencia de electrones. Más tarde, el científico estadounidense Latimer introdujo el término de número de oxidación como una noción completamente formal, describir una reacción redox como una reacción vinculada al cambio de los números de oxidación. (De Jong & Treagust, 2002: 318).

Referencias:

• Arias, F. V., Carrascal, M. R. M., & Bermejo, J. F. G. (1998). Cuestiones curiosas de química. Alianza Editorial.
• Atkins, Peter William (2015) ¿Qué es la química? Alianza Editorial.
• González, J. C. (2012). La historia de la teoría electroquímica y su contribución a la promoción de la explicación científica en la química escolar. Revista Científica, (14), 8-20.
• Imagen 1: http://image.slidesharecdn.com/2-pp-materiales-ferricos-130921093538-phpapp02/95/materiales-frricos-10-638.jpg?cb=1379756210

Esta entrada participa en la LIII edición del Carnaval de Química, alojada en el blog quimidicesnews de @quimidicesnews.