3°Año 4°Div Química- Oxidación y Corrosión

3° Año - 4° División 09/08/2021 Por Diaz Diana
¿De qué se trata? detalles de un futuro derrumbe y cómo se produce..
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¿Qué es la oxidación, la corrosión y la electricidad? Texto adaptado por la profesora Diana Diaz Pacchioni

Fotos: Congreso, mislugares.com/ viajejet.com; Clavos 100ciasite.com; Rejas geroneto.com.
Ya sea que pensemos en las rejas de nuestra casa, en un clavo tirado en el piso, en las columnas de una pared en construcción o en un majestuoso edificio público como en el que funciona el Congreso Nacional Argentino, se puede observar este fenómeno de la oxidación. Cuando un clavo cambia su color nuevo y plateado por una cobertura marrón rojiza decimos que se oxidó. Cuando pintamos las rejas de nuestras casas, ponemos una pintura anti-óxido, para evitar lo mismo que le pasó al clavo. 
En otros casos, como en las cúpulas de los edificios el mismo fenómeno de la oxidación, se convierte en un método de protección que embellece al mismo y con el paso del tiempo cambia de un color rojizo brillante del enchapado de cobre en su inaugurada fachada, a marrón café y luego aparece una pátina verdosa o turquesa que al recubrirlo, resiste la corrosión, aún hoy con las condiciones de la atmósfera agresiva actual de una ciudad grande con mucho tránsito y humedad como lo es Buenos Aires. 
En estos cambios de color son evidencia de una “transformación química”, o también llamada “reacción química” en la que una o más especies químicas o elementos (reactivos), se transforma en otra en sustancias diferentes llamadas productos.
Entonces, la unión de una sustancia con el oxígeno, o sea, el aumento del contenido de oxígeno en un cuerpo material se denomina oxidación y la disminución de oxígeno en un compuesto se conoce como reducción. 
La combustión y la oxidación
Se habla de oxidación, cuando el proceso de unión con el oxígeno lleva tiempo, es decir, es lento y el calor que se desprende durante el mismo se disipa en el ambiente, sin que aumente la temperatura del cuerpo material que se oxida, debido a la estabilización de las moléculas al intercambiar electrones entre sus elementos constitutivos de manera espontánea. Pero cuando el proceso es rápido y va acompañado de un gran aumento de temperatura y muchas veces emisión de luz, ahí lo definiremos como combustión. Así por ejemplo, la corrosión del hierro o la putrefacción de la madera son procesos de oxidación lentos, pero cuando lo hace un combustible como nafta o gas se le llama combustión.
Número de Oxidación
Durante una reacción química se rompen los enlaces químicos en las sustancias que reaccionan para formar nuevos enlaces que dan origen a sustancias diferentes. Esto quiere decir que los átomos de los elementos se reordenan sin perder su cantidad y su identidad…pero ¿cómo ocurre esto?
La combinación de los átomos para formar compuestos resulta de la transferencia de electrones entre ellos, que es total en compuestos iónicos o electrovalentes (unión entre metal-no metal) y parcial en los compuestos covalentes o moleculares (unión entre no metal-no metal) dependiendo esta clasificación de la diferencia de electronegatividad entre los elementos que reaccionan: si la diferencia supera entre ellos supera los 1.7 según la escala de Pauling, hablamos de una unión iónica, donde la trasferencia de electrones externos es total del metal al no metal y si es inferior será un compuesto covalente o molecular. Actuales definiciones consideran que, una unión tiene un porcentaje iónico en base a esta diferencia de electronegatividad entre los elementos que se unen.
Si un átomo pierde electrones otro átomo deberá ganarlos, esto implica que, todo proceso de oxidación va unido a necesariamente a una reducción; el proceso global por lo tanto es de oxidación- reducción. Para que un elemento se oxide, otro elemento debe reducirse. Las dos transformaciones se verifican en la misma extensión, la cual depende de la tendencia de cada una de las sustancias implicadas. El que se oxida se conoce como reductor y el que se reduce como oxidante. Cuando esto ocurre, se forman los cationes (carga positiva) por deficiencia de electrones con respecto al núcleo del elemento y aniones (carga negativa) por ganancia de electrones que provienen de átomos menos electronegativos. Así, se define el número de oxidación como la carga de dicho catión o anión. Siendo además de suma importancia para encontrar la fórmula mínima del compuesto obtenido, luego del intercambio de electrones. De la comprensión práctica se deduce y se establece convencionalmente las Reglas del Número de Oxidación:
1. Los átomos tiene número de oxidación 0 cuando constituyen una sustancia simple, sea monoatómica (Li), diatómica (O2) o poliatómica (S8).
2. En el caso de iones monoatómicos, el número es igual a la carga del ión. Por ejemplo, los metales alcalinos (1+), los alcalino-térreos (2+) y el Aluminio (3+) en todos sus compuestos.
3. El número de oxidación del oxígeno es (2-) en los compuestos en que participa, excepto en el ión peróxido (1-) y (2+) con el Flúor.
4. El número de oxidación del hidrógeno es (1+), excepto en los hidruros metálicos, por ejemplo KH en los cuales es (1-).
5. El Flúor tiene número de oxidación (1-) en todos sus compuestos. El resto de los halógenos tiene (1-) en los haluros no metálicos y positivos cuando estén con el oxígeno.
6. La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un compuesto eléctricamente neutro debe ser igual a 0.
7. La carga neta en un ión poliatómico debe coincidir con la suma de los números de oxidación de los átomos que lo componen.
Reacciones de óxido-reducción
Anteriormente hablamos de la naturaleza o tendencia a oxidarse de un elemento químico y esto depende de su actividad química que se ha medido en base al potencial del electrodo de hidrógeno, en voltios. Este potencial resulta de suma importancia para saber si una reacción tendrá lugar o no, dando una gran certeza al enfrentar dos sustancias en condiciones de reacción. Se ha formado así, lo que denominamos serie de actividad o serie electroquímica, siendo un dato de importante consulta, en la parte trasera de la tabla periódica y de la que podemos leer las siguientes conclusiones: 

• Cualquier metal ubicado arriba del hidrógeno, lo desplazará del agua o de un ácido.
• Los metales que se encuentran debajo del hidrógeno, no reaccionan ni con agua ni con ácido.
• Cualquier especie de la lista, reaccionará con cualquier otra especie que se encuentre debajo de ella. Por ejemplo, el Zn está arriba del Cu, entonces el zinc metálico desplazará los iones cobre del sulfato de cobre.

¿Cómo se escriben las Reacciones de óxido-reducción?
En el caso de la combustión de magnesio, la ecuación química que la representa es:
Mg(s) + O2 (g) → MgO(s)
A pesar de todo lo que escribimos la ecuación aún está incompleta. ¿Por qué? Para que se cumpla la ley de conservación de la masa, debe haber el mismo número de átomos a ambos lados de ella. Entonces:
2 Mg(s) + O2 (g) → 2 MgO(s)
Leemos “dos átomos de magnesio reaccionan con una molécula de oxígeno y producen dos moléculas de óxido de magnesio”. Abajo a la derecha también se agrega el estado físico de la sustancia, ya sea sólido, líquido o gaseoso. Como la relación del número de moléculas es igual a la relación del número de moles, la ecuación también puede leerse: “dos moles de átomos de magnesio reaccionan con un mol de moléculas de oxígeno para dar dos moles de moléculas de óxido de magnesio”.
Esta reacción química no es un proceso aislado sino que, en realidad está compuesta por dos hemirreacciones acopladas. En primer lugar, podríamos decir que el magnesio ganó oxígeno, pero también que cambió su estado de oxidación, aumentó de 0 a 2+. En ambos casos se oxidó:
2Mg(s) → 2 Mg2+ + 4e¯
Para que esta oxidación ocurriera, otra especie química se redujo:
4e¯ + O2 (g) → 2 O2-
Es decir, cuando hay una oxidación, hay una reducción y viceversa. Por eso, estas reacciones reciben el nombre de reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. Como vemos, hay tres formas diferentes de definirlas:

Reacciones de Corrosión
Dentro de las redox, una muy importante es la reacción de corrosión, especialmente por las pérdidas económicas que ocasiona. Veamos de qué se trata: el hierro, cuando está expuesto al aire húmedo, se oxida según:
Fe → Fe2+ + 2e¯
Para que esto suceda, el oxígeno del aire tendrá que reducirse:
O2 + 2 H2O + 4e¯→ 4 OH1-
Ambas hemireacciones suelen producirse en puntos separados de la superficie del metal. Éste se “pica” en un área anódica, donde el hierro se oxida. Los cationes pasan al área catódica y reaccionan con los iones hidróxido provenientes de la reducción del oxígeno. Para que se complete el circuito, tiene que haber un electrolito en solución acuosa presente, por ejemplo cloruro de sodio en un zona marítima o salitre del suelo en zonas desérticas. La ecuación neta del proceso es:
2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe (OH)2
Es frecuente que, el hidróxido de hierro (II) que se forma siga oxidándose para dar Fe (OH)3 o hidróxido de hierro (III) que es la herrumbre que todos conocemos.
Electroquímica y Pilas
Las reacciones redox se relacionan estrechamente con la electroquímica, área de la química que estudia la interconversión de energía eléctrica y energía química. Estos dos procesos ocurren en dos tipos de celdas:
Celda Voltaica: es el lugar donde, a partir de una reacción química espontánea, se obtiene electricidad. Las pilas secas de relojes o celulares y las baterías de automóviles son ejemplos de este tipo de celda.
Celda Electroquímica: es el lugar donde, ocurre la electrólisis, que consiste en producir una reacción redox por la aplicación de una corriente eléctrica. Mediante la electrólisis se obtienen algunos metales puros o con alto grado de pureza, como el aluminio.
Celda Voltaica
Si colocamos un alambre de zinc metálico en una solución de sulfato de cobre (II) ocurrirá lo siguiente:
Cu2+ + Zn0 → Zn2+ + Cu0
El Zn cede sus dos electrones externos al Cu2+, que está en solución y lo reduce. A su vez, el Zn se oxida a Zn2+. Ahora si separamos los cationes cúpricos y el zinc en dos recipientes o semiceldas, pero conectados por un alambre conductor de electricidad, los electrones se verán forzados a fluir por el alambre para pasar del Zn a los cationes Cu2+ y se producirá una corriente eléctrica. Este dispositivo recibe el nombre de pila de Daniell. En este caso, una semicelda contiene al Zn metálico en un solución de sulfato de zinc (II) y en la otra hay cobre metálico en una solución de sulfato de cobre (II). Ambos metales funcionan como electrodos. El electrodo donde ocurre la reducción se denomina cátodo (electrodo positivo) y el electrodo donde ocurre la oxidación se denomina ánodo (electrodo negativo). Las hemirreacciones son:
Cátodo: Cu2+ 2 e¯→ Cu0
Ánodo: Zn → Zn2+ + 2 e¯

Reseña Histórica importante
El siglo XVIII estaba terminando y el interés del físico italiano Alessandro Volta (1745-1827) se centraba en unos de los fenómenos de su época: la electricidad. Para entonces, Luigi Galvani ya había comprobado que una pata trasera de una rana podía experimentar contracciones cuando se colgaba de un hilo de latón con un contrapeso de acero. Volta reprodujo el experimento de Galvani y descubrió que los nervios de las ranas no eran, los causantes de los fenómenos eléctricos detectados. Al observar que los dos metales y el músculo no resultaban suficientes para producir el efecto, repitió el experimento reemplazando el músculo por un trapo mojado. En ese momento estaba virtualmente creada la fuente primaria de corriente contínua. Con dos metales y un trapo húmedo, Volta había creado nada más y nada menos que… ¡una pila!
Entusiasmado por el hallazgo inventó varios aparatos capaces de producir electricidad. Primero conectó varios recipientes con una solución salina a través de arcos metálicos. De este modo, consiguió la primera batería eléctrica de la historia. Luego; para evitar el inconveniente de soluciones líquidas, recurrió a materiales menos acuosos. Apiló en forma de columna (de ahí deriva el nombre de pila) pequeñas placas circulares de cobre y zinc entre las cuales intercaló discos de cartón humedecidos en salmuera. La serie se componía de cobre, zinc, cartón, cobre,..etc. Finalmente estableció una corriente eléctrica cuando le conectó el extremo inferior de esta batería a un alambre para cerrar el circuito. El 20 de marzo de 1800, Alessandro Volta comunicó por carta al presidente de la Royal Society de Londres la primera noticia de su invento: la “pila a colonna”, conocida en la actualidad como pila de Volta. ¿Quién hubiera podido predecir, en ese entonces, las inmensas consecuencias y repercusiones de ese acontecimiento?
Invitamos a los alumnos de 3ro a experimentar!!!...en el trabajo práctico de laboratorio que se llama “PILAS”
Bibliografía:
QUÍMICA, Autores: Alegría, Franco, Jaul y Morales. Editorial Santillana, Año 2008
QUÍMICA, Autor: Raymond Chang. Editorial McGraw Hill, 4ta edición,Año 1997
QUÍMICA GENERAL MODERNA, Autores: Joseph Babor y José Ibarz Arnáez. Editorial Marín, 6ta edición, Año 1957.

Que es la corrosión la oxidación y la electricidad

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