Oxidacion

La oxidación en palabras simples es una reacción química donde un metal o un no metal ceden electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. Redox en términos generales es una abreviación de "reducción/oxidación", y se refiera a todas aquellas reacciones químicas en donde átomos cambian su estado de oxidación.

Siempre que ocurre una oxidación hay liberación de energía. Esta energía puede ser liberada de manera lenta, como es el caso de la oxidación o corrosión de los metales, o bien, puede ser liberada de forma muy rápida y explosiva como es el caso de la combustión.

La oxidación está presente en todos lados y la mayoría es a raíz del medio agresivo en que se encuentran, por ejemplo, ambientes de mar.

Sustancia más oxidante

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+, y se debe básicamente porque fácilmente forma y se liberan electrones de manera Kr y F+. Entre varias sustancias con el mismo estado de oxidación; la capacidad oxidante difiere grandemente según el elemento acompañante, es por esto que el -CF3 tiene una electronegatividad (el C) similar a la del cloro (3,1) mucho mayor que por ejemplo -CBr3, aunque ambos tengan el mismo número de oxidación. Las propiedades del HBrO3 son muy diferentes a la del BrF5 éste último es mucho más oxidante aunque ambos tengan la misma valencia.

Si el elemento está como grupo neutro o estado catiónico: KrF2 tiene una EN menor que el KrF+ aunque formalmente tengan el mismo número de oxidación. Así el MnF3 el MnF4(-1) y el MnF2(+1) todos con el mismo número de oxidación tienen EN diferentes.

Las sustancias oxidantes más usuales son el permanganato potásico (KMnO4), el dicromato de potasio (K2Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito sódico (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato potásico (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:

Br(-1) + O3 = BrO3(-1)

El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2NaI + Cl2 → I2 + 2NaCl

Esta puede desglosarse en sus dos hemireacciones correspondientes:

2 I-1 ←→ I2 + 2 e-

Cl2 + 2 e- ←→ 2 Cl-1

En estas dos ecuaciones queda explícita la transferencia de electrones. Si se suman las dos ecuaciones anteriores, se obtiene la primera.

Tipos de Oxidación

1.Oxidación lenta: Ocurre casi siempre en los metales a causa del agua o aire, causando su corrosión y pérdida de brillo y otras propiedades características de los metales, desprendiendo cantidades de calor inapreciables; al fundir un metal se acelera la oxidación, pero el calor proviene principalmente de la fuente que derritió el metal y no del proceso químico (una excepción sería el aluminio en la soldadura autógena).

La oxidación puede ser lenta (un metal que se oxida)

2.Oxidación rápida: La que ocurre durante lo que ya sería la combustión, desprendiendo cantidades apreciables de calor, en forma de fuego, y ocurre principalmente en substancias que contienen carbono e hidrógeno.

Oxidación muy rápida y violenta (el fuego)

Consecuencias

En los metales una consecuencia muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo.

Combinando las reacciones de oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica se consiguen las pilas electroquímicas. Estas reacciones pueden aprovecharse para evitar fenómenos de corrosión no deseados mediante la técnica del ánodo de sacrificio y para la obtención de corriente eléctrica continua.

Bibliografía

1. Augustine L.R. "Catalysis of Organic Reactions"

2. Brückner R. "Advanced Organic Chemistry. Reaction Mechanisms. Ed. Harcourt/Academic Press. 2002

3. Caprio V. Williams JMJ. "Catalysis in Asymetric Synthesis".

4. Carey F.A. y Sundberg R.J. "Advanced Organic Chemistry: Reactions and Synthesis"

5. Carruthers W. Coldham L. "Modern Methods of Organic Synthesis"

6. Dalko P.I. "Enantioselective Organic Catalysis".

7. Monson S. Richard. "Advanced Organic Synthesis". Rhadon. Academic Press. N.W. and London

8. Morrison J.D. "Asymmetric Synthesis"

9. Nograd M. "Stereoselective Synthesis"

10. Pellisser H. "Recent developments in Asymemetric Organocatalisis"

11. Rivera W. "Síntesis Orgánica. El Método de las Desconexiones".

12. _______. "Sinopsis: Síntesis y Reactividad de los Compuestos Orgánicos"

13. _______. "Química Orgánica"

14. _______. "Síntesis Orgánica"

15. _______. "Mecanismos de las Reacciones Orgánicas"

16. Smith M. Smith M:B, March J. "March"s Advanced Organic Chemistry"• 6ta. Edit.

17. Tsuji I. "Paladium Reagent and Catalysis".

18. Wadmann H. "Organic

...