Inicio » Química » Oxidación

Oxidación

La palabra Oxidación se refiere a dos fenómenos químicos específicos:

1.- Oxidación como la reacción de un metal o un no metal con el elemento Oxigeno, resultando en la combinación de ambas especies químicas para formar óxidos.

2.- Oxidación como la pérdida de electrones por parte de un átomo, durante una reacción química. Denominada así por el aumento en el estado de oxidación, otro nombre dado a la valencia. El número del estado de oxidación se vuelve más positivo en cada pérdida de electrones.

Oxidación como formación de Óxidos

En la Formación de Óxidos Metálicos, los metales están expuestos a una cantidad de humedad y por un largo tiempo, generándose así un debilitamiento de los enlaces metálicos y permitiendo la entrada de los átomos de oxígeno para la formación del enlace del Óxido.

En la Formación de los Óxidos No Metálicos, los no metales como el Nitrógeno, el Azufre, el Fósforo se encuentran a altas temperaturas, que permitirán a cada átomo individual separarse de la estructura para unirse al Oxigeno. Este proceso tiene como requisito las altas temperaturas, ya que en el Nitrógeno, por ejemplo, hay un enlace triple en sus moléculas diatómicas (N≡N). Se requiere bastante energía para romper esos enlaces.

Oxidación como Fenómeno REDOX

El término reacción de oxidación se refiere a la reacción que implica la pérdida de electrones. Antiguamente, los químicos empleaban el término “oxidación” para expresar la combinación de elementos con oxígeno.

Sin embargo, actualmente tiene un significado más amplio, ya que también incluye reacciones en las que no participa el oxígeno. Para comprenderlo mejor, se define la contraparte de la reacción de oxidación, que es la reacción de reducción.

Una reacción de reducción es una reacción que implica una ganancia de electrones, y pasa al mismo tiempo que la reacción de oxidación, complementándola.

Un ejemplo de Reacción es la Oxidación del Magnesio:

2 Mg(s) + O2(g) --> 2 MgO(s)

El Óxido de Magnesio (MgO) es un compuesto iónico formado por iones Mg+2 y O-2. En esta reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro electrones totales a dos átomos de O (en el O2).

Este proceso se visualiza como en dos etapas, una implica la pérdida de cuatro electrones por los dos átomos de Mg, y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por la molécula de O2:

2 Mg --> 2 Mg+2 + 4 e-

O2 + 4 e- --> 2 O-2

Cada una de estas etapas se denomina semireacción, y muestra los cuatro electrones transferidos en la Reacción redox. La suma de las semireacciones produce la reacción global:

2 Mg + O2 + 4 e- --> 2 Mg+2 + 2 O-2 + 4 e-

Y si se cancelan los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación,

2 Mg + O2 --> 2 Mg+2 + 2 O-2

Por último, los iones Mg+2 y O-2 se combinan para formar MgO:

2 Mg+2 + 2 O-2 --> 2 MgO

En la formación del Óxido de Magnesio MgO, el Magnesio Mg se oxida. Se dice que actúa como agente reductor, porque dona electrones, cargas negativas al oxígeno y hace que se reduzca.

El Oxigeno O2 se reduce y actúa como un agente oxidante porque acepta electrones del magnesio y hace que éste se oxide. La magnitud de la oxidación en una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción, es decir, el número de electrones que pierde un agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante.

Número de Oxidación

Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y productos.

El Número de oxidación de un átomo, también llamado Estado de oxidación, significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.

Por ejemplo, las ecuaciones para la formación de HCl y SO2 se pueden escribir como:

H20(g) + Cl20(g) --> 2H+1Cl-1 (g)

S0(s) + O20(g) --> S+4O2-2(g)

Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En ninguna de las dos reacciones hay cargas en los átomos de las moléculas de reactivos. Por lo tanto, su número de oxidación es cero.

Sin embargo, para las moléculas de los productos se supone que ha habido una transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o perdieron electrones. Los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferidos”. Permiten identificar, a simple vista, los elementos que se han oxidado y reducido.

En los ejemplos, los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación, el hidrógeno (H) y el azufre (S) se han oxidado.

El Cloro y el Oxigeno se han reducido, por lo que sus números de oxidación son menores que al inicio de la reacción. La suma de las cargas en cada molécula completa es cero, ya que se cancelan. Por eso, se dice que las moléculas son neutras.

Ejemplos de Oxidación

Formación de Trióxido de Azufre SO3 a partir de Dióxido de Azufre SO2.

Formación de Óxido Férrico Fe2O3 a partir de Hierro metálico Fe.

Formación de Dióxido de Carbono CO2 a partir de Carbón mineral C.

Formación de Óxido Nítrico NO a partir del Nitrógeno del aire.

Formación de Óxido Cúprico CuO a partir del Cobre Cu.

Formación de Óxido Nitroso N2O a partir del Nitrógeno del aire N2.

Formación de Pentóxido de Dinitrógeno N2O5 a partir del Nitrógeno del aire N2.

Formación de Trióxido de Cromo CrO3 a partir del Cromo Cr.

Formación de Óxido de Sodio Na2O a partir del Sodio Na.

Formación de Dióxido de Azufre SO2 a partir del Azufre S.

¡Ayúdanos a ayudarte! Por favor comparte este artículo.

  
Por : Morris

Búsqueda:

Deja un comentario

Tweet