Oxidacion

El mundo en el que vivimos está compuesto por átomos y moléculas. Cada objeto que utilizamos a diario mantiene su estructura estable a causa de las múltiples interacciones y fuerzas existentes entre sus partículas. La base de la vida se encuentra en una conjunción armónica de miles de reacciones químicas que aisladas apenas aportan cambios apreciables.

Cada hecho que se produce a nuestro alrededor es debido a esta dinámica química. Pero aunque muchos de los procesos que hacen variar el medio que nos rodea son beneficiosos en cuanto a nosotros respecta, hay también muchos otros que más que nada nos provocan perjuicios. Esto ocurre con el fenómeno al que nos referimos como corrosión metálica: dicho fenómeno se produce como consecuencia de un conjunto de reacciones químicas que tienen lugar en la superficie de ciertos metales al contacto con aire o/y agua, y genera una serie de problemas, principalmente de índole económica, que requieren solución.

Con el fin de evitar las consecuencias que trae consigo la llamada comúnmente “oxidación” o corrosión de los metales se ha profundizado en el tema, siendo necesario un amplio estudio sobre las reacciones que han de tener lugar para que un material sufra un proceso corrosivo (que, en algunos casos, puede acabar destruyéndolo). En este trabajo se recoge un breve resumen sobre los conceptos de oxidación y corrosión, las reacciones básicas que tienen lugar en un metal que está sufriendo un proceso corrosivo y algunas medidas que se pueden tomar para evitar la corrosión de un determinado material.

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En un principio, se utilizaba el término de oxidación para designar aquellos procesos en los que una sustancia reaccionaba con el oxígeno; de esta forma, se decía que un compuesto se oxidaba cuando aumentaba su cantidad de oxígeno (igualmente, se decía que se reducía cuando ésta disminuía).

A partir de este primer concepto de oxidación, y con el tiempo, dicho vocablo ha ido evolucionando y generalizándose hasta abarcar hoy en día una gran cantidad de reacciones en algunas de las cuales ni siquiera interviene el oxígeno. De hecho, en la actualidad entendemos por oxidación el proceso mediante el cual un compuesto pierde electrones.

E inevitablemente, para que un compuesto pierda electrones otro los ha de ganar: así surge estrechamente ligado al concepto de oxidación el de reducción; se entiende por reducción el proceso mediante el cual un compuesto gana electrones. Así pues, cada vez que nos refiramos a la oxidación tendremos que hablar también de la reducción (ya que es el proceso contrario, y sin uno de ellos no existiría el otro).

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Una vez se hubieron establecido las definiciones de oxidación y de reducción surge un nuevo concepto: el de las reacciones de transferencia de electrones, reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox. Se llama así a las reacciones que tienen lugar entre dos o más compuestos produciendo como resultado la oxidación (pérdida de electrones) de uno de ellos, con la consecuente reducción de otro.

En este tipo de reacciones siempre hay un compuesto denominado oxidante (en presencia del cual otro compuesto se oxida) que se reduce y otro compuesto conocido como reductor que se oxida (y que permite la reducción de otra sustancia). Una vez el oxidante se ha reducido se convertirá en la especie reducida, así como el reductor pasará a ser la especie oxidada. Para un mejor estudio y comprensión de estas reacciones se suele separar cada una de ellas en dos semi-reacciones: la de reducción y la de oxidación.

A la hora de utilizar dichas reacciones industrialmente o con otro tipo de fines definidos, los oxidantes más conocidos son el oxígeno, ozono, halógenos, ácidos sulfúrico y nítrico concentrados, óxidos metálicos y algunas sales (especialmente cloratos y nitratos). De la misma manera, se usan comúnmente como reductores el carbono, monóxido de carbono, hidrógeno, ácido sulfuroso, sulfitos y diversos metales (por su tendencia a suministrar hidrógeno por acción de un ácido).

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La corrosión, definida como la destrucción de un metal debida a determinadas influencias químicas, es un fenómeno muy común y molesto que puede ser evitado fácilmente conociendo sus características.

El hecho de que este proceso sea tan frecuente es debido a que los metales afectados reaccionan con el medio ambiente de forma espontánea, produciendo una capa de óxido. Aunque la corrosión en ocasiones también es debida a un proceso de disolución, en el contexto de la oxidación es más apropiado analizar el mecanismo electroquímico que tiene lugar.

Para que un metal se oxide es necesario que en dos puntos distantes de su superficie se establezcan dos semi-pilas, en cada una de las cuales se producirá una de las semi-reacciones de oxidación y de reducción (estas zonas del metal actuarán como los dos polos de una pila galvánica); pero éstas no se producirán únicamente con la presencia del metal, pues también es necesaria la intervención de agua y de oxígeno -se ha podido comprobar que el hierro no se oxida en presencia de aire totalmente seco ni de agua sin oxígeno disuelto.

Con el fin de describir con mayor facilidad el proceso (o procesos) que tiene lugar hasta que un metal se oxida, utilizaré a partir de ahora el ejemplo de la oxidación del hierro.

El fenómeno de corrosión producido en un fragmento de hierro dejado a la intemperie se explica mediante un proceso electroquímico en el que se forman pilas galvánicas locales de tamaño microscópico en las que los electrodos son los diferentes granos de la superficie metálica.

En el ánodo el hierro se oxida a su ion ferroso, siguiendo la reacción expuesta a continuación:

Fe Oxidación: Reacciones {REDOX@1}

Fe + 2e

Pero en esta reacción se desprenden electrones, y, a menos que se haga algo para eliminar dichos electrones, la reacción no podrá proseguir de este modo durante mucho tiempo. Dado que el hierro es un buen conductor eléctrico, los electrones sobrantes viajarán a zonas de la superficie del hierro donde puedan facilitar una reacción de reducción.

En el cátodo, con los electrones sobrantes de la reacción del ánodo, se reducirán los iones de hidrógeno según la reacción:

2H + 2e

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