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Oxidación y reducción

Fenómenos cotidianos como las combustiones o la corrosión de los objetos metálicos, son ejemplos de los procesos de oxidación. La utilización masiva de objetos metálicos, unida a las características oxidantes de la atmósfera de la Tierra, hace que la corrosión sea un fenómeno fácilmente observable; siendo, además, importante en el ámbito económico, ya que las pérdidas por corrosión son elevadísimas. Gran número de procesos químicos que discurren de un modo menos espectacular son también reacciones de oxidación-reducción: la producción de energía en los seres vivos o en las pilas que alimentan las cápsulas espaciales, por ejemplo.

    El modo en que transcurren las reacciones de oxidación suscitó una gran controversia en los albores de la ciencia química. Una de las hipótesis que más difundidas, y que configuró toda una época, fue la teoría del flogisto. Esta teoría provenía de un hecho fácilmente observable: muchas sustancias al arder diminuyen de peso. De ahí se dedujo que en todos los cuerpos que arden existe una "sustancia del fuego" (el flogisto), que se desprende durante la combustión. Esta teoría fue desechada a consecuencia de los descubrimientos de Lavoisier.

    Mediante la cuidadosa utilización de la balanza, Lavoisier demostró experimentalmente la participación del oxígeno en las combustiones, por lo que denominó oxidaciones a estos procesos químicos.

Oxidación y reducción como transferencia de electrones

Aunque el concepto de oxidación está asociado a la reacción con el oxígeno, el alcance de este fenómeno es mucho más amplio.

    Partiendo de algunos ejemplos de oxidación. Uno familiar es la combustión de la madera o el carbón, reacción que consiste en la unión del elemento carbono con el oxígeno, con la formación del correspondiente óxido de carbono. Si en lugar de carbono se emplea el metal sodio, la reacción que tiene lugar transcurre de una forma similar a la anterior incluso en su apariencia: el sodio arde con el oxígeno y se forma el correspondiente óxido de sodio.

    Se consiguen fenómenos parejos utilizando hidrógeno o magnesio con el oxígeno. Si en un recipiente que contiene sodios e introduce gas cloro, observaremos que análogamente a lo que sucedía con el oxígeno, el sodio arde y el producto resultante es el cloruro de sodio o sal común.

    Comparando las transformaciones que han tenido lugar en los átomos participantes en las dos reacciones de combustión del sodio: con oxígeno, en la primera reacción, o con cloro, en la segunda. En ambos casos, el átomo de sodio pierde el electrón más externo de la corteza de su átomo y se transforma en un ión cargado positivamente. Por el contrario, tanto el oxígeno como el cloro captan electrones. En el caso del cloro, la transferencia del electrón es completa y así se forma el ión cloruro; en el caso del oxígeno, de una manera similar a lo que ocurría en la combustión del carbono, la transferencia de los electrones no es tan evidente, pero la consecuencia es la misma.

    En un proceso de oxidación tiene lugar una pérdida de electrones por parte del elemento químico que se oxida. Estos electrones son transferidos a otro elemento químico, que se reduce; por lo tanto, en la reducción hay una captación de electrones.

    Para que se ceda un electrón, en los procesos químicos ha de existir una sustancia que lo capte; consecuentemente, una oxidación (cesión) va necesariamente unida a una reducción (captación). Todo proceso de oxidación va emparejado con uno de reducción; proceso que los químicos denominan proceso redox.

Los potenciales redox

En los ejemplos anteriores se comprueba que el oxígeno y el cloro oxidan el sodio; por lo que son agentes oxidantes. En cambio, el carbono y el sodio son oxidados por el oxígeno, que se reduce; por lo que son agentes reductores.

    No todos los agentes oxidantes tienen el mismo poder, es decir, no todos oxidan a las mismas sustancias ni de distinta forma. Objetos distintos dejados a la intemperie, sometidos a la acción oxidante del oxígeno del aire, se deterioran de forma diferente. Y con los reductores ocurre lo mismo. Los químicos han creado una escala llamada de potenciales redox, que permite tener una idea cuantitativa del poder oxidante o reductor de las distintas sustancias.

    Unos experimentos sencillos explican como se construye esta escala. En un vaso con una disolución de una sal de cobre, que contiene iones Cu de color azul, introducimos una lámina o un clavo de hierro; al cabo se observa que la disolución se vuelve verde (el color de los iones Fe ) y que sobre el clavo o lámina se deposita el cobre metálico. El hierro se ha oxidado, ha cedido electrones al cobre que se ha reducido. Si el proceso se realiza a la inversa, el hierro nos e deposita sobre el cobre. Pero si en lugar de la disolución de la sal de hiero ponemos una de una sal de plata, ésta sí se deposita sobre el cobre y la disolución adquiere el típico color azul de las sales de cobre. Igualmente se deposita la plata si en lugar de cobre utilizamos un clavo de hierro.

    Estos fenómenos ilustran lo que sucede. El hierro es capaz de ceder sus electrones tanto al cobre como a la plata; por su parte, el cobre puede ceder sus electrones a la plata pero no al hierro; finalmente, la plata es incapaz de ceder electrones (reducir) a ninguno de los dos. De acuerdo con esta idea, y escogiendo un sistema de referencia adecuado, podremos ordenar todas las sustancias en función de su capacidad oxidante o reductora, es decir, en función de su potencial redox.

    Este concepto de potencial permite relacionar los fenómenos de oxidación-reducción con los fenómenos eléctricos. Una corriente eléctrica es un desplazamiento de cargas eléctricas, o electrones, y en los procesos redox se produce precisamente un flujo de electrones. Si separamos los dos componentes de la reacción, lo que se oxida (el hierro y la disolución de sus iones) de lo que se reduce (el cobre y la disolución de sus iones, en un ejemplo semejante a los anteriores) y los conectamos mediante un conductor, podremos detectar el paso de los electrones a través del hilo; podremos medir con un amperímetro la corriente eléctrica producida Esta corriente se desplazará desde el sistema que tenga un potencial mayor al que tenga un potencial pequeño, y su intensidad dependerá de la diferencia existente entres estos dos potenciales.

    Esta corriente eléctrica producida puede emplearse para realizar trabajo, de la misma manera que se utiliza la que llega a los hogares por el tendido eléctrico. Este es el principio de funcionamiento de muchas pilas eléctricas de uso doméstico.

Enrique J. Varela

¬ 24/01/2011