Oxidación y procesos oxidativos
Los metales poseen distinta capacidad y poder para oxidarse; cuando un metal tiende a oxidarse, entonces es capaz de perder electrones con gran facilidad, estos electrones servirán para reducir a otra sustancia, por lo tanto, un metal con tendencia a oxidarse actúa como reductor, es decir, que al oxidarse se transformarán en iones solubles perdiendo sus electrones, dicho fenómeno hace parte de la cristalización de los metales.
La corrosión puede definirse como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque químico en su entorno, esta también puede ser a través de un acceso electro-químico ya que los metales tienen electrones libres capaces de establecer pilas electro-químicas entre los microcristales de una aleación metálica o entre metales distintos. Por otra parte, los metales pueden reaccionar con el oxígeno, produciéndose una capa de óxido en la superficie. Nos interesa conocer la descripción cualitativa de la reacción y poner en evidencia la transferencia de electrones en los procesos de oxidación
Esta practica tiene como eje central estudiar la capacidad oxidante que poseen algunas sustancias sobre los metales, mas específicamente el hierro, en los procesos generales de oxidación, el metal pasa del estado elemental a un estado de oxidación positivo (cationes metálicos), por pérdida de electrones, a través de una reacción de oxidación, al mismo tiempo tiene lugar una reacción de reducción, la del oxígeno molecular. Estas reacciones redox originan la formación de una capa de óxido metálico que recubre el propio metal y que en algunos casos, puede actuar de protección dependiendo de las características físicas de la capa de óxido formada; en las primeras etapas de la oxidación, la capa de óxido es discontinua y comienza por la extensión lateral de núcleos discretos de óxido, después de la interconexión de los núcleos se produce el transporte de masa de los iones en dirección perpendicular a la superficie.
La corrosión es un tipo de oxidación que se suele limitar a la destrucción química de metales. Es difícil dar una definición exacta de corrosión aunque todas hacen referencia a la evolución indeseable de un material como consecuencia del medio que lo rodea.
El término de oxidación se aplica a las
reacciones con el oxígeno. El oxígeno gaseoso es muy reactivo, y la mayor parte
de la sustancia reacciona con él.
El Oxigeno gaseoso, la
sustancia que efectúa la oxidación, se llama agente oxidante. Al principio,
reducción quería decir la remoción del oxígeno. Por ejemplo, las reacciones que se usan en la obtención de metales
níquel, tungsteno, y calcio a partir de esos minerales, son reducciones de
óxidos metálicos.
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Se realizo la práctica de laboratorio del proceso de corrosión que tiene lugar en el acero (puntillas) parcialmente
sumergido en diferentes disoluciones durante un período de 10 días consecutivos por los estudiantes de 4° semestre de Química Ambiental de la Universidad de Cundinamarca y se obtuvieron los siguientes resultados.
MUESTRA
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AMBIENTE AIRE LIBRE
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AMBIENTE CERRADO
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ACEITE
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No
se oxido no sufrió ningún cambio físico
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CuSO4
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Se
evidencia una oxidación en la totalidad de la puntilla que es cuando aparece
esa capa rojiza sobre el hierro. Los átomos de hierro se oxidan y el cobre se
reduce.
pH 4
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La
oxidación solo afecto un 90% de la puntilla.
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ZnSO4
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Se aprecia una ligera oxidación del metal.
Al sumergir la puntilla en sulfato de cobre, este
cambio de coloración, tornándose oxidada y la solución que se encontraba con
sulfato de cobre al inicio presentaba un color azul, después de pasados los
20 minutos, la solución se tornó de color gris.
Posteriormente al producirse el calentamiento de la
solución de sulfato de cobre, al final se formó un precipitado de color café.
pH 6  |
Se
puede apreciar una oxidación en una proporción muy poco.
Posteriormente al dejarse en temperatura ambiente la
solución de sulfato de cobre, al final se formó un precipitado de color café.
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ALCOHOL
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Se presenta una ligera oxidacion puesto que al evaporarse
el alcohol no tuvo tiempo de reccionar con la puntilla.
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NaHCO3
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No
muestra ningún tipo de cambio no se oxido
pH 12
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Se
puede apreciar que no hay ningún tipo de cambio físico químico en la
puntilla.
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H2O2
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Se oxido en su totalidad.
pH 6
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No
presento oxidación en su totalidad solo en unos puntos muy pocos.
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NaCl -SAL
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Presento oxidacion completa en la puntilla.
pH 7
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Se
evidencio una oxidación en toda la puntilla.
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Celda Voltaica
Ya observamos como el oxígeno reacciona con diferentes
sustancias, ocasionando procesos de óxido-reducción, que pueden ser
espontáneos, activados o catalizados, originando transferencia de electrones y
por consiguiente generando energía. Estas reacciones son la base fundamental de
la electroquímica.
Ahora aplicaremos este principio para elaborar una celda voltaica
con materiales sencillos, compuestos por dos recipientes en este caso dos vasos
desechables de siete onzas (aproximadamente 210 mL), que contendrán cada uno
150 mL de solución 0,1M de Sulfato de zinc (ZnSO4) y 150 mL de
solución 0,1M de sulfato de cobre (CuSO4), como se observa en la
imagen.
En la celda del lado izquierdo que contiene la solución de ZnSO4, se le introducirá una varilla de zinc
de aproximadamente 10 cm de longitud; de igual forma se le introducirá una
varilla de cobre de aproximadamente 10 cm de longitud en la solución de CuSO4.
Cada electrodo a su vez estará conectado mediante un cable a un
voltímetro para medir la corriente generada.
Las celdas tendrán como puente salino una tira de papel de
filtro para café o papel de filtro impregnada con solución saturada de cloruro
de sodio (NaCl).
La lectura se realizará inmediatamente después de instalar el
puente salino, produciendo un impulso eléctrico que ira del ánodo al cátodo, en
este caso en la celda del lado izquierdo se producirá una reacción de oxidación
y en la celda del lado derecho se generará una reducción:
Ecuación
de Nernst
E = Potencial
del electrodo estándar (potencial de reducción)
n = Número de Faradays que se requieren en
el cambio.También es el número de electrones. También es el número de
electrones expresados en la ecuación de la reacción de la semiculta.
Log = Logaritmo
común.
Qoxid = Producto de las actividades molares prevalecientes de los
componentes de la parte de la ecuación de la semirreacción que contiene la
sustancia principal en su estado oxidado, estando elevada cada actividad a una
potencia igual que el coeficiente del componente correspondiente en la
ecuación.
Qred = Producto de las actividades molares prevalecientes de los componentes de la
parte de la ecuación de la semirreacción que contiene la sustancia principal en su
estado reducido, estando elevada cada actividad a una potencia igual que el coeficiente
del componente correspondiente en la ecuación.
Referencias
Referencias
- Prácticas de Química Analítica. Universidad de Santiago de Compostela. España.
- J. Guiteras, R. Rubio, G. Fonrodona.- “Curso Experimental en Química Analítica”, Editorial Síntesis, Madrid, 2003.
- D.C. Harris, “Análisis Químico Cuantitativo”, Ed. Reverté, 2ªed, Barcelona, 2001.
Podemos observar a través de un video el proceso
realizado:
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