Oxidación del hierro.
La oxidación es una reacción química
donde un metal o un no metal cede electrones, y por tanto aumenta su estado de
oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción,
es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones
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 varias sustancias con
el mismo estado de oxidación; la capacidad oxidante difiere grandemente según
el ligante Así el -CF3 tiene una electronegatividad (el C) similar a la del
cloro (3,1) mucho mayor que por ejemplo -CBr3, aunque ambos tengan el mismo
número de oxidación. Las propiedades del HBrO3 son muy diferentes a la del BrF5
éste último es mucho más oxidante aunque ambos tengan la misma valencia.
Si el elemento está como grupo neutro
o estado catiónico: KrF2 tiene una EN menor que el KrF+ aunque formalmente
tengan el mismo número de oxidación. Así el MnF3 el MnF4(-1) y el MnF2(+1)
todos con el mismo número de oxidación tienen EN diferentes.
Las sustancias oxidantes más usuales
son el permanganato potásico (KMnO4), el dicromato de potasio (K2Cr2O7), el
agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos 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:
Br(-1) + O3 =
BrO3(-1)
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, por ejemplo, la oxidación de
yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:
2NaI + Cl2 → I2 +
2NaCl
Esta puede desglosarse en sus dos
hemireacciones correspondientes:
2 I-1 ←→ I2 + 2 e-
Cl2 + 2 e- ←→ 2
Cl-1
En estas dos ecuaciones queda explícita
la transferencia de electrones. Si se suman las dos ecuaciones anteriores, se
obtiene la primera.
Tipos de oxidación
- Oxidación
lenta
- La
que ocurre casi siempre en los metales a causa del agua o aire, causando
su corrosión y pérdida de brillo y otras propiedades características de
los metales, desprendiendo cantidades de calor inapreciables; al fundir
un metal se acelera la oxidación, pero el calor proviene principalmente
de la fuente que derritió el metal y no del proceso químico (una
excepción sería el aluminio en la soldadura autógena).
- Oxidación
rápida
- La
que ocurre durante lo que ya sería la combustión, desprendiendo
cantidades apreciables de calor, en forma de fuego, y ocurre
principalmente en substancias que contienen carbono e hidrógeno,
(Hidrocarburos)
Combinaciones
Cuando el oxígeno se combina con un
metal, puede formar o bien óxidos básicos o peróxidos, estos óxidos se
caracterizan por ser de tipo básicos.
Si se combina el oxígeno con un no
metal forma óxidos ácidos también llamados anhídridos y caracterizados por ser
de tipo ácido (actúan como ácido).
Ejemplo
El hierro puede presentar dos formas
oxidadas.
Fe2O2 → FeO
Fe2O3
Consecuencias
En los metales una consecuencia muy
importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy
negativo.
Combinando las reacciones de
oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica se consiguen las pilas
electroquímicas(ver pila eléctrica). 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.
Experimento de oxidación
Para realizar nuestro experimento necesitamos una manzana, un limón, un cuchillo, cuatro platos pequeños, hielo y un trozo de plástico.
Cortamos cuatro trozos de la manzana. Los trozos tienen que tener, aproximadamente, el mismo tamaño.
- En el plato número uno colocamos uno de los trozos de manzana.
- Envolvemos con el plástico otro trozo de manzana y lo colocamos en el plato número dos.
- En el plato número tres ponemos otro trozo de manzana y añadimos un poco de jugo de limón.
- Por último, en el plato número cuatro ponemos el último trozo de manzana y lo cubrimos con hielo.
Transcurridos unos treinta minutos vemos el estado en que se encuentran los trozos de manzana:
- El trozo de manzana número uno se oscurece.
- En el trozo número dos el cambio de color es menor.
- En los otros trozos de manzana no se aprecia cambio de color.
La oxidación es una reacción química que se produce en la fruta al reaccionar con el oxígeno del aire. En nuestro experimento se aprecia fácilmente por la coloración oscura que adquiere la superficie de la manzana.
La oxidación de la fruta puede retardarse por refrigeración o envolviéndola con un plástico para que el oxigeno no entre en contacto con la fruta.
Otra opción para retardar la oxidación es añadir un poco de jugo de limón a la fruta. El jugo de limón contiene vitamina C (ácido ascórbico) que actúa como antioxidante. Es por esto que en muchos restaurantes las ensaladas de fruta llevan un poco de jugo de limón que mantiene los trozos de frutas con su color original.
Referencias
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