Oxidación
La oxidación es el proceso por el que una especie química pierde electrones y aumenta su número de oxidación.
En química, la oxidación es el proceso por el que un átomo, ion o molécula pierde electrones, con el consiguiente aumento de su número de oxidación. Nunca ocurre sola: siempre va acompañada de una reducción, en la que otra especie gana esos electrones. Es la reacción que oxida un clavo, hace arder una vela, pone marrón una manzana cortada y nos proporciona energía en la respiración celular.
¿Qué es la oxidación?
El término tiene dos significados que conviene distinguir:
- Definición histórica: combinación de una sustancia con oxígeno. Antoine Lavoisier, a finales del siglo XVIII, explicó la combustión de este modo y bautizó el oxígeno («generador de ácidos»).
- Definición moderna: pérdida de electrones. Es más general, porque hay oxidaciones sin oxígeno, como la del sodio con el cloro.
En la segunda reacción el sodio pasa de número de oxidación 0 a +1 (se oxida) y el cloro de 0 a −1 (se reduce), sin que intervenga el oxígeno.
Oxidación y reducción: reacciones redox
Una oxidación y una reducción ocurren siempre a la vez, por eso se habla de reacciones redox (reducción-oxidación):
| Oxidación | Reducción | |
|---|---|---|
| Electrones | Se pierden | Se ganan |
| Número de oxidación | Aumenta | Disminuye |
| La especie actúa como | Reductor (agente reductor) | Oxidante (agente oxidante) |
Para recordarlo: oxidación = el átomo «se queda sin» electrones (los pierde); reducción = el átomo «se carga» de electrones (los gana). El oxidante es la sustancia que provoca la oxidación de otra (por ejemplo, el O₂ o el permanganato); como consecuencia, él mismo se reduce. Un comburente es un oxidante capaz de mantener una combustión.
Número de oxidación: reglas básicas
- Un elemento libre (Fe, O₂, H₂) tiene número de oxidación 0.
- En un ion monoatómico coincide con su carga (Na⁺: +1; Cl⁻: −1).
- El oxígeno suele ser −2 (excepto en peróxidos, −1); el hidrógeno suele ser +1 (excepto en hidruros metálicos, −1).
- La suma de los números de oxidación de un compuesto neutro es 0; en un ion, igual a su carga.
Tipos y ejemplos de oxidación
Corrosión de metales
El hierro expuesto a humedad y oxígeno forma óxidos hidratados (herrumbre). Es el ejemplo clásico, tratado en corrosión. Los óxidos metálicos resultantes suelen ser quebradizos.
Combustión
Es una oxidación rápida y exotérmica, con llama. Véase combustión.
Oxidación en los seres vivos
En la respiración celular la glucosa se oxida a CO₂ y agua, y la energía liberada se almacena en forma de ATP. Otros casos son el oscurecimiento de la manzana o el aguacate, por la enzima polifenol oxidasa, y el enranciamiento de las grasas.
Oxidación industrial y cotidiana
- Blanqueo con lejía (hipoclorito) o con agua oxigenada.
- Fabricación de ácido sulfúrico y de ácido nítrico.
- Pilas y baterías, donde la oxidación en un electrodo genera corriente.
Cómo evitarla
- Aislar el material con pinturas, barnices o galvanizado.
- Usar aleaciones resistentes, como el acero inoxidable.
- Añadir antioxidantes (vitamina C, vitamina E, sulfitos) a alimentos, ya que ceden sus electrones antes que el compuesto que se desea proteger. Más sobre ellos en vitaminas.
- Envasar al vacío o con atmósfera inerte.
Ejercicios resueltos
1. En la reacción Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, indica qué especie se oxida, cuál se reduce y quién es el agente oxidante.
Zn pasa de 0 a +2: pierde 2 e⁻, se oxida (es el reductor). Cu²⁺ pasa de +2 a 0: gana 2 e⁻, se reduce y por tanto es el agente oxidante.
2. Calcula el número de oxidación del manganeso en KMnO₄.
K = +1; O = −2 (×4 = −8). La suma debe ser 0: +1 + x − 8 = 0, de donde x = +7.
3. ¿Cuántos electrones pierde un átomo de aluminio al oxidarse a Al³⁺ y cuántos mol de electrones se liberan al oxidarse 2 mol de Al?
Al → Al³⁺ + 3 e⁻: cada átomo pierde 3 electrones. Con 2 mol de Al se liberan 2 × 3 = 6 mol de electrones.
Preguntas frecuentes
¿La oxidación implica siempre oxígeno?
No. Históricamente sí, pero hoy se define como pérdida de electrones, de modo que puede darse con cloro, flúor u otras especies como oxidante.
¿Qué diferencia hay entre oxidante y reductor?
El oxidante gana electrones (se reduce) y provoca la oxidación de otra sustancia. El reductor los pierde (se oxida) y provoca la reducción de la otra.
¿Por qué se oscurece una manzana cortada?
Al cortarla, las enzimas polifenol oxidasa entran en contacto con el oxígeno del aire y oxidan compuestos fenólicos, que forman pigmentos marrones. El zumo de limón lo frena porque su ácido ascórbico y su acidez inhiben la reacción.
¿Qué son los antioxidantes?
Sustancias que se oxidan con facilidad y, al hacerlo, protegen a otras moléculas de oxidarse. Ejemplos: vitamina C, vitamina E y polifenoles.
Referencias
- Brown, T. L. et al. (2014). Química. La ciencia central. Pearson.
- Atkins, P. y Jones, L. (2012). Principios de química. Editorial Médica Panamericana.
- IUPAC. Compendium of Chemical Terminology (Libro de oro): «oxidation».
Cómo citar este artículo
Equipo de Conceptualia. (2025). «Oxidación». Conceptualia. https://conceptualia.es/ciencias-naturales/quimica/oxidacion/
