1. Introducción

Con frecuencia observamos como muchos objetos metálicos luego de un cierto tiempo cambian su color. Por ejemplo, los clavos son de color gris claro brillante, pero cuando se han formado las capas del oxido férrico sobre ellos, se tornan rojizos. en los motores de los automóviles la gasolina se transforma en otras sustancia conocidas , como son el CO(g) , C (s) (hollín) , CO2 (g) y H2O ; en la cocina, el gas propano arde o combustiona con el oxigeno del aire generando calor y la flama que sirve para cocer los alimentos. De la misma manera, en las últimas décadas del siglo XX existe una gran preocupación por resolver los efectos de la contaminación ambiental. Por ejemplo , la “lluvia ácida” , que consiste en la conversión de gases (SO2 y NO2) procedentes de las chimeneas industriales producen sustancias acidas como el HNO3 y el H2S04, que después precipitan con las lluvias en cantidades pequeñas , y a través de los años ocasionan la corrosión en estructuras metálicas , también descomponen los carbonatos de las estatuas , alteran severamente el ecosistema natural ( ríos , lagos y suelos ) con la consiguiente muerte de animales acuáticos y plantas ( producen la deforestación ) . por otra parte , la fotosíntesis en las plantas , el proceso de respiración , la digestión de los animales , etc. son algunos otros ejemplos de reacciones químicas o fenómenos químicos .

REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN O REDOX: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.

No puede haber procesos de oxidación o reducción aislados, porque si una especie química pierde electrones, otra debe ganarlos. Así todo proceso de oxidación va unido a otro de reducción; hay una transferencia de electrones de la sustancia que se oxida hasta la que se reduce.

La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.

AGENTE OXIDANTE: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando

la oxidación de otra.

Ejemplo: el ion (N+5

).

N+5+2e−→N+3(Reduccion )

AGENTE REDUCTOR: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando

la reducción de otra.

Ejemplo: el hierro metálico (Fe0), el carbono (C

0).

Fe0→Fe+2+2e−(Oxidacion)

C0→C+4+4e−(Oxidacion)

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte

en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda

establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que

cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un

elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor

reducido.

2.PRINCIPIO DE ELECTRO NEUTRALIDAD

Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.

2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na + Cl2

O más comúnmente:

2 NaCl → 2 Na + Cl2

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.

Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

2.1 OXIDACIÓN

La Oxidación es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la perdida de electrones y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.

Oxidación del hierro.

Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto “es un error común” implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.

POR EJEMPLO:

En la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases di hidrógeno y di cloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.

Las reacciones de oxidación y reducción 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.

“La propia vida es un fenómeno redox”.

El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre otras, existen el KMnO4, el Cr2O7, el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipo halitos 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”

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.

EJEMPLO:

La oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2NaI+Cl2→I 2+2NaCl

Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:

2 I−→I 2+2e−

Cl2+2e−→2Cl

EJEMPLO:El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

Óxido ferroso: FeO. Óxido férrico: Fe2O3

OXIDANTES COMUNES

Hipoclorito y otros hipo halitos como las lejías. Iodo y otros halógenos. Clorito, clorato, perclorato y compuestos halógenos análogos. Sales de permanganato, como el permanganato de potasio. Compuestos relacionados con el Cerio (IV). Compuestos cromados hexavalentes, como el ácido crómico, el ácido

dicrómico y el trióxido de cromo, clorocromato de piridinio (PCC) y cromato/dicromato.

Peróxidos, como el peróxido de hidrógeno (H2O2) o agua oxigenada. Reactivo de Tollens Sulfóxidos Ácido per sulfúrico Ozono Tetróxido de osmio OsO4

2.2 REDUCCIÓN

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones lo cual vendría a ser la disminución algebraica del número de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.

CARACTERISTICAS: Cuando un ion o un átomo se reducen presenta

estas características:

Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. Disminuye su estado o número de oxidación.

EJEMPLO:

El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

Fe3+ + e− → Fe2+

EN QUÍMICA ORGÁNICA: La disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción.

EJEMPLO:

CH≡CH+H2→CH 2=CH 2

(el etino se reduce para dar eteno).

CH 3−CHO+H 2→CH 3−CH 2OH (el etanal se reduce a etanol).

AGENTE REDUCTOR

Como ejemplos tenemos:

Carbón Monóxido de carbono Muchos compuestos ricos en carbón e hidrógeno. Elementos no metálicos fácilmente oxidables tales como el azufre y el

fósforo. Sustancias que contienen celulosa, tales como maderas, textiles, etc. Muchos metales como aluminio, magnesio, titanio, circonio Los metales alcalinos como el sodio, potasio, etc.

MONÓXIDO DE CARBONO

El monóxido de carbono es utilizado en metalurgia como agente reductor, reduciendo los óxidos de los metales. La reducción del mineral se efectúa en el alto horno a unos 900º C aproximadamente.

ALUMINIO

Puesto que el aluminio tiene gran afinidad química con el oxigeno se emplea en la metalurgia como reductor, así como para obtener los metales difícilmente reducibles (calcio, litio, y otros) valiéndose del así llamado procedimiento aluminio térmico.

3.NÚMERO DE OXIDACIÓN

LA CUANTIFICACIÓN DE UN ELEMENTO QUÍMICO: Puede efectuarse

mediante su número de oxidación. Durante el proceso de oxidación, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.

EL NÚMERO DE OXIDACIÓN:

Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE OXIDA

 

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido  SE REDUCE.

Así si el Na0 pasa a Na+ perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.Si el Cl0 pasa a Cl- ganó un electrón, lo que indica que se redujo.

3.1. REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN:

Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo:

El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:

En los hidruros metálicos el número de oxidación del hidrogeno es -1.

Cuando hay oxigeno presente en un compuesto o ion, el número de oxidación es de -2:

En los peróxidos el numero de oxidación del oxigeno es -1: H2O2-1

El oxigeno tiene numero de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas electronegativo que el oxigeno.

El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:

Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con metales:

 

Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxigeno, excepto en los peróxidos.

PASOS PARA ESTABLECER EL NÚMERO DE OXIDACIÓN: 

Paso 1: Anotar encima de la formula los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo. Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar se le asigna el valor de X y sumando éstos términos se iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incógnita.

Paso 2: Multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos.

Paso 3: Sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0, luego despejar X y calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: La suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0.

PROCEDIMIENTO PARA ESTABLECER EL NÚMERO DE OXIDACIÓN EN EL CASO DE LOS IONES:

Con la salvedad que la suma algebraica debe tener como resultado el número de carga del ión.

Así para calcular el número de oxidación del Cl en el ión clorato (ClO-3), la

ecuación será igual a (-1).

Paso 1: Aquí es importante recordar que el número de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ión es de -2, excepto en los peróxidos donde es -1.

Paso 2: El número de oxidación del cloro en el ión clorato es +5

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN EN UNA ECUACIÓN:

Para determinar si un elemento se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden seguirse los siguientes pasos:

FeO+CO→Fe+CO 2

Paso 1: Escribir los números de oxidación de cada elemento:

Fe+2O−2+C+2O−2→Fe0+C+4O−22

Paso 2: Se observa que los elementos varían su número de oxidación:

El Fe+2

paso a Fe0

y el C+2

paso a C+4

Paso 3: Determinación de los agentes reductores y oxidantes:

4.BALANCE DE ECUACIONES

Todo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semirreacciones para la oxidación y reducción.

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se reduce. Recordar que una reacción de oxido reducción no es otra cosa que una perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden iones hidrógeno (H+), hidroxilo (OH−), o moléculas de agua, y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación.

LAS REGLAS PARA EL BALANCEO REDOX SON:

Para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción

K2Cr2O7+H2O+S→SO2+KOH+Cr 2O3

1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian.

K2+1Cr2

+6O7−2+H2

+1O−2+S0→S4O2−2+K +1O−2H+1+Cr 2

+ 3O3−2

2. Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la semirreacción y si es necesario, balancear los átomos y finalmente indicar el número de electrones ganados o perdidos (el cromo de +6 a +3 gana 3 electrones y al ser dos cromos ganan 6 electrones y el azufre que pasa de 0 a +4 pierde 4 electrones).

Cr2+6+6e−→Cr 2

+3 (Reducion)

S0−4e−→S4 (Oxidacion)

3. Igualar el número de electrones ganados al número de electrones perdidos. Para lograrlo se necesita multiplicar cada una de las semirreacciones por el número de electrones ganados o perdidos de la semirreacción contraria (o por su mínimo común denominador).

2 [Cr2+6+6 e−→Cr2+3 ]

3 [S0−4 e−→S4 ]

Obteniendo:

2Cr2+6+12e−→2Cr2

+3

3S0−12e−→3 S4

4. Hacer una sumatoria de las semirreacciones para obtener los coeficientes, y posteriormente, colocarlos en las especies correspondientes.

2Cr2+6+3 S0→3S4+2Cr 2

+3

2K2Cr2O7+H2O+3S→3SO2+KOH +2Cr 2O3

5. Terminar de balancear por tanteo.

2K2Cr2O7+2H2O+3S→3SO2+4KOH+2Cr2O3Ecuación Balanceada

4.1.- MEDIO ÁCIDO

Se debe tener en cuenta además de las normas generales, las siguientes:

El balance de masa en las semirreacciones se ejecuta así: Añadiendo, donde hay defecto de oxígeno, el mismo número de moléculas de agua; y, en el otro miembro de la ecuación se colocan iones H+ o protones en un número igual al de átomos de hidrógeno existentes en las moles de agua añadidas.

Cuando el H2O2 actúa como oxidante forma agua:H2O2+2H+2e−→2H 2O

Cuando el H2O2actúa como reductor libera oxígeno:H2O2+2(OH )−→2H2O+O2+2e

−

Ejemplo:

Dada la reacción del permanganato de potasio con agua oxigenada en medio ácido.

MnO4-  + H2O2  →  Mn+2 + O2

El permanganato pasa a Mn+2 y el agua oxigenada a O2

Variación de los números de oxidación:

5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2

El manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 y en el producto  +2, es decir que ha disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es la reacción de reducción.

H2O2  →  2 e-   + O2

El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1 (número de oxidación del oxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al oxígeno elemental). Es decir

que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta es la reacción de oxidación.

Para balancear las cargas se utiliza H+ porque el medio es ácido.

En la reacción de reducción se observa que la carga del lado de los reactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe balancear con carga positiva se colocan los H+  del lado de los reactivos. En este caso 8 para que la carga total sea +2.

8 H+ +  5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2

En la reacción de oxidación se tiene 0 del  lado de los reactivos y -2 en los productos por lo que se balancea de ese lado con 2 H+.

H2O2  →  2 H+  + 2 e-   + O2

Una vez realizado el balance de carga se realiza el de masa con agua.

8 H+ +  5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2 + 4 H2O……….. (1)

H2O2  →  2 H+  + 2 e-   + O2…………………….. (2)

Para igualar la cantidad de electrones es necesario multiplicar la primera semi-reacción por 2 y la segunda por 5-

2(8 H+ +  5 e-  +  MnO4- →  Mn+2 + 4 H2O)…………. (1)

5(H2O2  → 2H+ +2e-  +O2)……………………………. (2)

Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones:

16 H+ + 10 e- + 2 MnO4-  + 5 H2O2→ 2 Mn+2 + 8 H2O + 10 H+  + 10 e-   +5 O2

Simplificando se tiene:

6 H+ + 2 MnO4- + 5H2O2  →  2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2

4.2.- MEDIO BÁSICO

En medio básico, se agregan Iones Hidróxido y agua para balancear las semirreacciones. Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Separamos las semirreacciones en:

………………………………….....(1)

………………………………..(2)

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

……………………(1)

………………..(2)

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

…………....(1)

………(2)

Obtenemos:

…………….(1)

…………(2)

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

5.APLICACIONES

En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).

La reacción inversa de la reacción redox (que produce energía) es la electrólisis, en la cual se aporta energía para disociar elementos de sus moléculas, otra aplicación se da en las pilas o baterías.

Aluminio Hierro

PILA (ELECTRICIDAD)

Una pila eléctrica es un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica por un proceso químico transitorio, tras de lo cual cesa su actividad y han de renovarse sus elementos constituyentes, puesto que sus características resultan alteradas durante el mismo. Se trata de un generador primario. Esta energía resulta accesible mediante dos terminales que tiene la pila, llamados polos, electrodos o bornes. Uno de ellos es el polo positivo o cátodo y el otro es el polo negativo o ánodo .

En castellano ha venido siendo costumbre llamarla así, mientras que al dispositivo recargable o acumulador, se ha venido llamando batería. Tanto pila como batería son términos provenientes de los primeros tiempos de la electricidad, en los que se juntaban varios elementos o celdas (en el primer caso uno encima de otro, "apilados", y en el segundo adosados lateralmente, "en batería") como se sigue haciendo actualmente, para así aumentar la magnitud de los fenómenos eléctricos y poder estudiarlos sistemáticamente. De esta explicación se desprende que cualquiera de los dos nombres serviría para cualquier tipo, pero la costumbre ha fijado la distinción.

La estructura fundamental de una pila consiste en dos electrodos, metálicos en muchos casos, introducidos en una disolución conductora de la electricidad o electrolito.

PRINCIPIOS DE FUNCIONAMIENTO

Aunque la apariencia de cada una de estas celdas sea simple, la explicación de su funcionamiento dista de serlo y motivó una gran actividad científica en los siglos XIX y XX, así como diversas teorías.

Las pilas básicamente son dos electrodos metálicos sumergidos en un líquido, sólido o pasta que se llama electrolito. El electrolito es un conductor de iones.

Cuando los electrodos reaccionan con el electrolito, en uno de los electrodos (el cátodo) se producen electrones (oxidación), y en el otro (ánodo) se produce un defecto de electrones (reducción). Cuando los electrones sobrantes del cátodo pasan al ánodo a través de un conductor externo a la pila se produce una corriente eléctrica.

Como vemos, en el fondo, se trata de una reacción de oxidación y otra de reducción que se producen simultáneamente.

DURACIÓN FUERA DE SERVICIO

Lo ideal sería que las reacciones químicas internas no se produjeran más que cuando la pila esté en servicio, pero la realidad es que las pilas se deterioran con el paso del tiempo, aunque no se usen, pues los electrodos resultan atacados en lo que se conoce con el nombre de acción local. Puede considerarse que una pila pierde unos 6 mV por mes de almacenamiento, influyendo mucho en ello la temperatura. Actualmente esto no constituye un problema serio pues, dado el enorme consumo que hay de los tipos corrientes, las que se ofrecen en el comercio son de fabricación reciente. Algunos fabricantes han empezado a imprimir en los envases la fecha de caducidad del producto, lo que es una práctica encomiable.

6.CONSECUENCIAS

En los metales una consecuencia muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo, dado que los materiales adquieren o modifican sus propiedades según a los agentes que estén expuestos, y como actúen sobre ellos.

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.

CORROSIÓN

Un metal se oxida cuando pierde e−

.Esto es causado por los agentes atmosféricos y se llama corrosión. Las dos condiciones para la corrosión es que hay oxigeno y humedad. La corrosión es más peligrosa para la vida de los materiales que la oxidación simple, ya que en un medio húmedo, la capa de oxido no se deposita sobre la superficie del material, sino que se disuelve acabando por desprenderse.

La humedad del aire es normalmente el medio que permite la transferencia de

e−

. Por condensación del vapor de agua, el metal se encuentra recubierto de una película de agua, que con las sustancias de la atmósfera constituye el electrolito. (La corrosión es mayor cerca del mar donde el agua tiene NaCl).

El problema de la corrosión es particularmente en el caso del hierro y el acero. Así 1/5 de la producción del acero se dedica a reemplazar al que queda inutilizado por la corrosión.

Faraday demostró que la cantidad de elemento que se corroe (disuelve) en el ánodo o se deposita en el cátodo.

TIPOS DE CORROSIÓN:

-Corrosión uniforme: Se produce de forma uniforme por la superficie del material de modo que esta disminuye de forma gradual.

-Corrosión galvánica: Tiene lugar entre 2 metales de distinta electronegatividad. El más electronegativo es el que se corroe.

-Corrosión por grietas o aireación diferencial: Se trata de una forma de corrosión localizada en hendiduras o superficies protegidas donde puede haber disoluciones estancadas. Este tipo de corrosión es frecuente en tornillos, remaches, donde la abertura es ancha para que entre el líquido pero estrecha para que salga, de forma que se estanca. Así resulta preferible la unión por soldadura.

-Corrosión por picaduras: La picadura es un ataque corrosivo localizada, muy destructivo y difícil de detectar, ya que los pequeños agujeros que se forman pueden quedar tapados por el producto de la corrosión. Esto implica que puede ocasionar fallos inesperados. Generalmente la aparición de una picadura es lenta, pero una vez formada crece rápidamente.

-Corrosión intergranulada: En un material metálico los límites de grano se convierten en ocasiones en zonas especialmente sensibles a la corrosión, ya que en estos puede precipitar una segunda fase, o absorber elementos de las zonas limítrofes de manera que se produzca una celda electroquímica (2 componentes con distinta electronegatividad). Esta corrosión origina una disminución importante de la resistencia metálica del material.

-Corrosión por erosión: Proceso de corrosión unido a un desgaste superficial por fricción de las superficies de 2 sólidos, de modo que las partículas de oxido se desprenden y actúan de modo abrasivo entre las superficies en contacto. También ocurre en las superficies que están en un líquido que se mueve a gran velocidad, de forma que las partículas en suspensión o las burbujas de aire, se comportan como pequeñas limas ante la superficie del material.

-Corrosión por tensión: La corrosión sufrida en una determinada atmósfera, unida a efectos estáticos de tracción produce una situación similar a la de fatiga. Según transcurre el tiempo, las fisuras que se originan en un material sometido a corrosión por tensión crecen. Cuando una de estas es lo suficientemente grande, se produce una fractura sin previo aviso; esta fractura se puede presentar bajo tensiones menores al límite elástico del material. Las atmósferas en las que se verifica dependen del material.

Ejemplo:

Los aceros y aleaciones de aluminio en atmósferas de agua de mar. Los latones en atmósferas húmedas de amoniaco.

En la mayor parte de los casos no se conocen con detalle los mecanismos que rigen los procesos de corrosión. Por eso cuando se va a seleccionar un material resistente a la corrosión, lo que se hace es ensayar el material en una atmósfera lo más parecida posible a la que se va a encontrar en su vida útil.

PROTECCIÓN CONTRA LA CORROSIÓN

La corrosión se puede controlar o prevenir por medio de diferentes métodos, aunque a veces resulta más económico cambiar la pieza corroída cada cierto tiempo que aplicarle alguno de los métodos de protección.

Los métodos para controlar la corrosión son:

Selección de materiales Recubrimientos, diseño, alteración del entorno Protección catódica Protección anódica.

-SELECCIÓN DE MATERIALES: Consiste en elegir un material lo suficientemente resistente a la corrosión, en la condición a la que va a ser utilizado.

Ejemplo:

Aceros inoxidables o algunos materiales cerámicos.

-RECUBRIMIENTOS: podemos controlar la corrosión dotando a los materiales de un recubrimiento adecuado. Pueden ser recubrimientos metálicos, orgánicos o inorgánicos.

Los metálicos se aplican en finas capas sobre piezas metálicas, de forma que las aíslan del ambiente corrosivo. En algunas ocasiones estos recubrimientos sirven de ánodos de sacrificio, y se corroen en vez del metal al que protegen.

Ejemplo:

Acero galvanizado, que es acero recubierto con una fina capa de zinc. El zinc se corroe evitando el deterioro de del acero, ya que el zinc es más electronegativo.

Los inorgánicos se usan para proteger al acero de la corrosión mediante una fina capa de vidrio fundido, que le proporciona además un acabado duradero. Este acero vidriado se utiliza para la industria química

En los inorgánicos, los materiales se recubren con pinturas, barnices, lacas, y otras sustancias con el fin de proteger de la corrosión.

-DISEÑO: Para reducir los problemas de corrosión se pueden establecer ciertas normas de diseño:

Para prevenir la corrosión por grietas es preferible la unión por soldadura a los remaches.

No se deben diseñar ángulos pronunciados en tuberías donde circulen líquidos a gran velocidad para evitar la corrosión.

Los tanques destinados a albergar sustancias corrosivas deben estar provistos de un sistema de desagüe que permita su limpieza.

Los elementos sometidos a condiciones extremas de corrosión estar situados de forma que se puedan limpiar y sustituir de forma rápida y sencilla.

-ALTERACIÓN DEL ENTORNO: La corrosión es un ataque químico por parte del medio, de forma que cualquier modificación de este, repercutirá en la forma en la que se realiza la corrosión. Con objeto de reducirla se pueden citar las siguientes normas:

Una disminución de la temperatura implicara la reducción de la velocidad de corrosión. Sin embargo hay algunas excepciones como el agua de mar, que es más corrosiva a menor temperatura.

Si la velocidad del fluido corrosivo disminuye, se reduce la corrosión por erosión. Aunque otras veces hay que evitar las disoluciones estancadas.

Cuando los recipientes que contienen fluidos corrosivos han de ser totalmente cerrados, se añaden inhibidores para reducir la corrosión. Hay inhibidores de tipo absorción, que son absorbidos por la superficie del recipiente creando un recubrimiento protector, o de tipo desoxidante, que reaccionan con el oxigeno eliminándolo.

-PROTECCIÓN CATÓDICA: En el cátodo de una pila se da una reacción de reducción, de forma que si convertimos a la pieza que queremos proteger en

un cátodo, no sufrirá corrosión. (Se da suministrándole e−

)

El suministro de e se puede hacer por corriente impresa, uniendo la pieza al polo negativo de una fuente de corriente continua externa y el polo positivo se conecta a un ánodo consumible (chatarra), o por ánodo de sacrificio.

-PROTECCIÓN ANÓDICA: Consiste en la formación de películas protectoras en la superficie de los metales de igual modo que en la oxidación se forman películas de óxido auto protectoras de forma natural. No se conocen con claridad los mecanismos de formación de estas películas, pero mediante un tratamiento adecuado se puede provocar su aparición en algunos metales.

TRATAMIENTOS TÉRMICOS Y TERMOQUÍMICOS

Estos tratamientos tienen como finalidad dotar al material de unas propiedades mecánicas distintas a las iniciales. O bien recuperar sus propiedades iniciales después de haber provocado un cambio.

Los tratamientos térmicos son procesos, que mediante enfriamientos y calentamientos producen cambios en las propiedades mecánicas de los materiales (aumentan resistencia, tracción y dureza), sin alterar su composición química.

Los tratamientos termoquímicos son procesos que mediante enfriamientos, calentamientos y cambios en la composición química provocan un aumento de la resistencia y la dureza de la superficie exterior de las piezas, manteniendo el núcleo de las mismas con las propiedades iniciales.

TEMPLE

Es un tratamiento térmico tal que, mediante calentamientos y enfriamientos permite transformar la austenita en martensita. La finalidad del temple es aumentar la resistencia a la tracción, la dureza y la elasticidad de los aceros, a expensas de disminuir su plasticidad y tenacidad (la pieza se hace más frágil).

Así mismo, con el temple se modifican propiedades físicas (aumenta el magnetismo y la resistencia eléctrica) y químicas (aumenta la resistencia a la corrosión).

7.Recomendaciones

OXIDANTE

Un agente oxidante es un compuesto químico que oxida a otra sustancia en reacciones electroquímicas o redox. En estas reacciones, el compuesto oxidante se reduce.

Símbolo de riesgo químico de la Unión Europea para agentes oxidantes.

Etiqueta genérica de mercancías peligrosas para agentes oxidantes.

SIGNIFICADOS ALTERNATIVOS

Debido a que la reacción de oxidación está tan extendida (explosivos, síntesis química, corrosión), el término oxidante ha pasado a adquirir múltiples significados.

En una definición, el oxidante recibe electrones de un reactivo. En este contexto, el oxidante se denomina aceptor de electrones. Un oxidante clásico es el ion ferrocenio [Fe (C5H5)2]+, el cual puede aceptar un electrón y transformarse en ferroceno Fe (C5H5)2. El mecanismo de transferencia electrónica es de gran interés, y puede ser descrito como de esfera interna o externa.

En otra acepción más coloquial, el oxidante transfiere átomos de oxígeno al sustrato. En este contexto, el oxidante puede ser descrito como un agente oxigenante o un agente de transferencia de átomos de oxígeno. Algunos ejemplos son el anión permanganato MnO4

-, el cromato CrO4- y el tetróxido de

osmio, OsO4. Nótese que todos estos compuestos son óxidos, más concretamente poli óxidos. En algunos casos, estos óxidos pueden utilizarse como aceptores de electrones, como en la reacción de conversión de permanganato MnO4

- a manganato MnO42-.

AGENTES OXIDANTES Y SUS PRODUCTOS DE OXIDACIÓN

AGENTE PRODUCTO

O2 (oxígeno) Varios, incluyendo óxidos, H2O, ó CO2

O3 (ozono) Varios, incluyendo cetonas y aldehídos.

F2 (flúor ) F–

Cl2 (cloro) Cl–

Br2 (bromo) Br–

I2 (iodo) I–

ClO– (hipoclorito) Cl–

ClO3– (clorato) Cl–

HNO3 (ácido nítrico) NO óxido nítrico, NO2 dióxido de nitrógeno

Cromo (hexavalente) Cr3+

MnO4– (permanganato) Mn2+ (ácido) y MnO2 (básico)

H2O2, (otros peróxidos) Varios, incluyendo óxidos como el H2O

8. Conclusiones

-Que la materia se transforma. En esta transformación se producen cambios químicos y físicos.

-Durante un cambio físico la sustancia varían su apariencia física pero no su composición.

-En los cambios químicos las sustancias se transforman en sustancias químicamente distintas.

-Los óxidos son compuestos formados por oxígeno y otro elemento metal o no metal. Los óxidos de metales pueden formar soluciones básicas cuando se disuelven en el agua. Los óxidos de no metales pueden reaccionar con el agua produciendo iones H+ y se conocen como óxidos ácidos.

-Que la oxidación es la pérdida de electrones por parte de una sustancia, la reducción es la ganancia de electrones por parte de una sustancia. La oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de la otra porque los electrones se transfieren de una a otra.

-Para poder identificar correctamente una reacción redox necesitamos seguir la pista de los electrones ganados por la sustancia que se reduce y los perdidos por la sustancia que se oxida. El concepto de número de oxidación se ideó para ese fin.

9. BIBLIOGRAFÍA

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