Reacciones REDOX

Introducción

En este presente escrito, se estará desarrollando un tema de vital importancia como lo es la reacción redox. Además, se explicará de forma química la corrosión del hierro, es decir, como es que este metal abundante en nuestro planeta y de gran importancia, se oxida.

De la misma manera, al lograr comprender de una forma integral el cómo y por qué se oxida los materiales de hierro, les permitirá a las personas conocer los métodos para evitar la corrosión de dicho, el cual se encuentra en muchos hogares.

Cabe resaltar, que la corrosión, previamente nombrada, es aquel proceso en el cual los metales se oxidan, dañando de esta forma, partes o todo el metal.

De igual forma, la corrosión presenta desventajas para el ser humano. Un ejemplo sería, un poste de electricidad, dicho poste tiene años soportando las pesadas guayas, pero, nadie se ha dado de cuenta de que la corrosión ha causado estragos al metal que compone el poste, estaba tan deteriorado por la corrosión que un día una fuerte lluvia cargadas de bravísimos vientos derriban al poste de electricidad, dejando así, a una comunidad sin el servicio eléctrico por la devastadora acción de la corrosión.

Índice

Introducción…………………………………………………………………pág.2

1. Oxidación…………………………………………………………..pág.4

2. Reducción………………………………………………………….pág.4

3. Reacción REDOX…………………………………………………pág.4

4. Agente oxidante…………………………………………………..pág.5

5. Agente reductor…………………………………………………..pág.5

6. Procesos electroquímicos (definición)…………………………pág.5

7. Métodos de balanceo REDOX………………………………..pág.5-16

8. Ecuación de Nernst………………………………………….pág.16-18

9. Corrosión (definición)…………………………………………….pág.19

10. Efectos de la corrosión…………………………………………pág.19

11. Corrosión del hierro………………………………………….pág.19,20

12. Procesos electrolíticos (definición)……………………………...pág.20

13. Leyes de Michael Faraday…………………………………pág. 20,21

14. Electrólisis………………………………….………………….pág.21,22

15. Reacciones de electrólisis…………………………………..pag.22-27

Conclusión…………………………………………………………………pág.28

Bibliografía………………………………………………………………...pág.29

1. La oxidación tiene lugar cuando una especie química pierde electrones y en forma simultánea, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el calcio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion calcio (con carga de 2+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:

Ca Ca2+ + 2e-

2. La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y al mismo tiempo disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:

e- + Cl Cl1-

3. Una reacción de oxidación—reducción o redox es aquella en la que se transfieren electrones de un reactivo a otro. Como su nombre lo indica, estas reacciones involucran dos procesos: oxidación y reducción. Este tipo de reacciones constituyen una importante fuente de energía en el planeta. Por ejemplo, la combustión de la gasolina en el interior del motor de un automóvil o la digestión y la asimilación de los alimentos en nuestro organismo son procesos en los que ocurre transferencia de electrones, como resultado del cual se produce o se almacena energía.

4. Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso.

5. Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación).

6. Los procesos electroquímicos son aquellos en donde se produce la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. Por ejemplo las pilas o batería. En las pilas se genera corriente eléctrica a partir de una reacción química de oxido-reducción en donde un metal es oxidado y otro es reducido.

7. Los dos métodos más comunes para el balanceo de reacciones redox son:

a. MÉTODO DEL CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

b. MÉTODO DEL ION –ELECTRÓN

a. Balanceo de reacciones redox por el método del cambio del número de oxidación

Como su nombre lo indica, este método de balanceo se basa en los cambios de los números de oxidación de las especies que reaccionan. A continuación se describen los pasos de este método de balanceo.

Balancear por el método del cambio del número de oxidación la reacción química siguiente:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Paso 1. Cálculo de los números de oxidación.

K+Mn7+4O2- + Fe2+S6+4O2- + 2H+S6+4O2 Mn2+S6+4O2+2Fe3+2S6+12O2- + 2K+S6+4O2- *+ 2H+O2-

Paso 2. Identificación de los elementos que cambian su estado de oxidación.

Se identifican los elementos que cambian su estado de oxidación o carga y se escriben como semireacciones de oxidación y de reducción (no importa el orden de escritura de las semirreacciones)

Mn7+ Mn2+

Fe2+ 2Fe3+

Paso 3. Balance de masa.

Se efectúa el balance de masa. Debe haber el mismo número de especies químicas en ambos lados de la flecha de reacción. En el caso del manganeso, no es necesario efectuar el balance de masa pues hay un número igual de átomos en ambos miembros de la semirreacción. Sin embargo, en el caso del hierro, hay un coeficiente de 2 en el Fe3+ que también debe aparecer del mismo modo en el Fe2+.

Mn7+ Mn2+

2Fe2+ 2Fe3+

Paso 4. Balance de carga

Se efectúa el balance de carga. Debe haber igual número de cargas en ambos lados de las flechas de reacción. Lo único que puede utilizarse para el balance de carga son los electrones que se pierden o se ganan en el proceso redox.

Es imprescindible conocer que el balance de carga siempre debe hacerse después del balance de masa, nunca antes.

El planteamiento de una desigualdad matemática puede servir para realizar el balance de carga. Al mismo tiempo se pueden identificar los procesos de oxidación y de reducción, dependiendo del lado de donde se agreguen los electrones.

Mn7+ Mn2+

La desigualdad se plantea utilizando los números de oxidación de las especies que cambian en el proceso redox. En el caso del manganeso el procedimiento es:

7+ ≥ 2+

5e- + 7+ = 2+

2+ = 2+

5e- + Mn7+ Mn2+

(El número de oxidación del Mn disminuye de 7+ a 2+. Por tanto, es la semirreacción de reducción.)

Para el hierro el procedimiento es:

2Fe2+ 2Fe3+

4+ ≤ 6+

4+ = 6+ + 2e-

4+ = 4+

2Fe2+ 2Fe3+ + 2e-

(Hay pérdida de electrones y el número de oxidación del Fe aumenta de 2+ a 3+. Por tanto, es la semirreacción de oxidación)

Con lo anterior quedan balanceadas las semirreacciones redox por masa y carga.

Paso 5. Balance de los electrones intercambiados (perdidos y ganados) en las semirreacciones redox balanceadas.

El número de electrones que se intercambian en las semirreacciones redox debe ser el mismo. Este se obtiene al multiplicar de manera cruzada los electrones perdidos y ganados. Se simplifica la ecuación.

[5e- + Mn7+ Mn2+ ] 2

[ 2Fe2+ 2Fe3+ + 2e- ] 5

10e- + 2Mn7+ + 10Fe2+ 2Mn2+ + 10Fe3+ + 10e-

El proceso redox total queda como sigue:

2Mn7+ + 10Fe2+ 2Mn2+ + 10Fe3+

Paso 6. Introducción de los coeficientes obtenidos, en el proceso redox, en la reacción global.

a. Los coeficientes que se obtienen hasta este paso corresponden únicamente a las especies químicas que intervinieron en el proceso redox y se colocan como coeficientes de los compuestos correspondientes en la reacción completa:

2KMnO4 +10FeSO4 + H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

b. Ajuste de los coeficientes de las especies que no cambiaron en el proceso redox. En esta reacción, no cambiaron su estado de oxidación el H+, S6+ K+ y O2– de modo que debe haber igual número de estas especies en ambos miembros de la ecuación para que ésta quede balanceada.

2KMnO4 +10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

En este paso la reacción ya quedó balanceada pues ya se cumple con la ley de la conservación de la masa.

b. Balanceo de reacciones redox por el método del ion –electrón

Este método

...