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QUIMICA INORGANICA
2017 - 1
BALANCEO DE REACCIONES QUIMICAS
MEDIANTE EL METODO REDOX
REACCIONES DE OXIDACION Y REDUCCION
_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
CORROSION DE LOS METALES
_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Problemas (balance de ecuaciones oxidacion-reduccion)
1. Determinar los números de oxidación e identificar los elementos
que sufren cambio de éste:
0
+2
+6 2
0
+2
+6
-2
Zn + Cu S O 4 - - - - - -- > Cu + Zn S O 4
Escribir las semireacciones usando las especies químicas que
existen en solución acuosa, balanceándolas en carga y masa.
El CuSO4 se encuentra en solución disociado en iones Cu+2 y SO4-2.
Lo mismo ocurre con el ZnSO4 obtenido en la reacción.
Cu 2 + 2 e -
0
2
Zn 0
+2
 Cu
 Zn  2e
 Cu + Zn + 2e
0
-
o
(reducción )

+2
(oxidación )
-
Cu + Zn + 2e
Los coeficientes obtenidos luego de la suma son llevados a la
ecuación molecular. En este caso los coeficientes son todos unitarios,
quedando la ecuación:
CuSO4 + Zn
Cu + ZnSO4
Agente oxidante y agente reductor: el Zn, en la reacción anterior,
fue oxidado a Zn +2 por la acción del CuSO4, diciéndose entonces
que esta sal es el agente oxidante. Con idéntico criterio, el Cu+2 fue
reducido por el Zn, siendo este último el agente reductor.
Se llama agente oxidante al reactivo que contiene al elemento que se
reduce, y agente reductor al reactivo que contiene al elemento que se
oxida.
Nótese que la extensión de la oxidación tiene que ser igual a la
extensión de la reducción; esto es, el número de electrones perdidos
por el agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados
por el agente oxidante. Matemáticamente se logra multiplicando la
semireacción de oxidación por el número de electrones ganados en la
semireacción de reducción y viceversa.
0
0
Cl 2 + Ag
0
2 (Ag
Cl2  2e
-1
+1
 Cl Ag
+1
 Ag + e )
 2Cl
-

2 Ag 0  Cl2  2 Ag   2Cl 
Por lo tanto la ecuación global será:
2 Ag + Cl2
2 AgCl
Analicemos ahora algunos casos más complejos, como es la
reacción entre el FeCl2 y el K2Cr2O7.
El ion Cr2O7-2 es estable solamente en medio ácido, lo que debe
ser tenido en cuenta en el balanceo de la ecuación:
Cr2O7 -2
Cr +3
Los 7 átomos de O del ion Cr2O7 -2 aparecen del lado derecho de la
ecuación en 7 moléculas de H2O:
Cr2O7 -2
2 Cr+3 + 7 H2O
Para balancear los átomos de H y recordando que el medio es ácido,
se agregan 14 H+ del lado izquierdo:
14H

+ Cr2O7
2
 2 Cr
+3
+ 7 H 2O
El Cr se reduce de +6 a +3, debiendo ganar 3 electrones. En este caso
son dos los átomos de Cr que intervienen en la reacción, por lo tanto
se ganan 6 electrones.
A la misma conclusión se arriba mediante el balanceo de cargas:
14 H  + Cr2O7
2
+ 6 e-
6 ( Fe+2
2
14 H + + Cr2O7 + 6 Fe+2
 2 Cr
 Fe
 2 Cr
+3
+ 7 H 2O
+3
+3
+ 1 e-
(reducción )
( oxidación)
+ 7 H 2O + 6Fe+3
Es evidente que los protones provienen de un ácido, por ejemplo HCl:
6FeCl2 + 14HCl + K 2Cr2O7  2 CrCl3 + 7 H 2O + 6 FeCl3 + 2 KCl
Si el medio de reacción es alcalino se deben utilizar OH- en el
balanceo. Consideremos por ejemplo, la reacción entre KMnO4 y el
KI.
Cuando se reduce el MnO4- en medio neutro o débilmente alcalino, el
producto es MnO2 (s).
+7
MnO4-
+4
MnO2
MnO4 - + 3 e -
MnO2
En el lado izquierdo de la ecuación existen 4 cargas negativas que
deben ser compensadas por otras tantas en el lado derecho. La especie
química que las provee es el OH- :
MnO4- + 3 e -
MnO2 + 4 OH-
Los átomos de hidrógeno introducidos en forma de OH- provienen de
H2O
MnO4- + 3 e- + 2 H2O
MnO2 + 4 OH-
De este modo, la semireacción de reducción ha quedado balanceada
en carga y masa.
La semireacción de oxidación es:
2 ILa reacción total será:
I2 + 2 e-

2( MnO4 + 3 e - + 2H 2O
3 (2 I 2 MnO 4
 MnO + 4OH )
 I +2e )
 2 MnO + 8 OH
-
2
-
2
-
+ 4 H 2O + 6 I -
2
-
+ 3 I2
La ecuación molecular será:
2 KMnO4 + 4 H2O + 6 KI
2 MnO2 + 8 KOH + 3 I2
Balanceo de racciones redox por el método del ion –electrón
Este método de balanceo de reacciones redox resulta más adecuado
porque en el proceso se emplean las especies químicas que tienen
existencia real. Por ejemplo. El KMnO4 se compone de los iones K+
y MnO4 1- dos especies que tienen existencia real. En el ejemplo de
balanceo que se describirá en seguida, el ion MnO4 1- se usa como
tal, ya que en el medio acuoso donde ocurre esta reacción el Mn7+
sólo puede encontrarse como ion permanganato, MnO4 1-.
1. Reacciones que ocurren en medio ácido
Balancear la reacción química siguiente:
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones
componentes, señalando con toda claridad sus cargas
correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se
separan en iones.
Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas
especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.
Las especies que permanecen después de esta simplificación son las
que toman parte en el proceso redox. El resultado de este proceso
recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse que
aparece el ion H+, lo cual indica que el proceso redox ocurre en
medio ácido.
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de
reducción en cualquier orden:
Paso 4. Balance de masa:
a. Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni
hidrógeno.
Hay dos átomos de carbono en el primer miembro de la primera
semirreacción y sólo uno en el segundo miembro. Esto se ajusta
mediante el coeficiente adecuado. La segunda semirreacción queda
igual. Sólo hay un átomo de manganeso en ambos miembros.
b. Ahora se balancea el oxígeno. En medio ácido, el exceso de
oxígeno se balancea con agua en el miembro contrario de la
semirreacción. En la primera semirreacción el oxígeno está
balanceado, no así en la segunda. En ésta hay 4 átomos de oxígeno en
el MnO4 1- y, por tanto, se balancea con agua como se indicó:
Por último se balancea el hidrógeno con iones H+ en el miembro
contrario:
Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es:
Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después
del balance de masa. Nunca antes. Este paso puede efectuarse
utilizando desigualdades , las cuales se resuelven agregando
electrones (e-) para igualar las cargas iónicas:
OXIDACION:
El resultado del Paso 5 es:
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. El
número de electrones perdidos y ganados debe ser el mismo en todo
proceso redox. Esto se logra multiplicando por el factor adecuado las
semirreacciones redox balanceadas por masa y carga:
Simplificando, se llega a la ecuación iónica:
Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se
trasladan a la reacción general, pero sólo quedaran balanceadas las
especies que intervinieron en el proceso redox:
Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin
cambios en el proceso redox:
2. Reacciones que ocurren en medio básico
Balancear la reacción química siguiente:
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones
componentes, señalando con toda claridad sus cargas
correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se
separan en iones. Los elementos tienen carga cero.
Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas
especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.
Las especies que permanecen después de esta simplificación son las
que toman parte en el proceso redox. El resultado de este proceso
recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse que
aparece el ion OH – , lo cual indica que el proceso redox ocurre en
medio básico.
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción
en cualquier orden:
Paso 4. Balance de masa:
a.
Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno
ni hidrógeno.
b.
En este caso sólo hay oxígeno e hidrógeno en exceso.
c.
Balanceo del oxígeno. El oxígeno se balancea agregando
moléculas de agua del mismo lado de la reacción donde hay
exceso de éste.
d.
El hidrógeno se balancea en el miembro contrario por iones
OH-
Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del
balance de masa. Nunca antes. Este paso puede efectuarse utilizando
desigualdades , las cuales se resuelven agregando electrones (e-) para
igualar las cargas iónicas:
El resultado del Paso 5 es:
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. De
nuevo, el número de electrones perdidos y ganados en el proceso
redox debe ser el mismo. Por tanto, las semirreacciones redox se
multiplican por el factor adecuado para lograr este propósito.
Simplificando, se llega a la ecuación iónica:
Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se
trasladan a la reacción general, pero sólo quedarán balanceadas las
especies que intervinieron en el proceso redox:
Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin
cambios en el proceso redox:
CORROSION DE LOS METALES
TIPOS DE CORROSION. ESTIMULANTES E
INHIBIDORES DE CORROSION
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Corrosión.- La corrosión se define como el deterioro de un material
a consecuencia de:
1. Un ataque electroquímico por su entorno.
2. Una reacción química.
Corrosión química: Se estudian aquellos casos en que el metal
reacciona con un medio no-iónico (por ejemplo oxidación en aire a
altas temperaturas). Supongamos que exponemos una superficie
metálica limpia a la acción del oxígeno, el metal comenzará a
reaccionar con el oxígeno formando óxidos. Por ejemplo una pieza
de Fe (metal que presenta más de una valencia) calentada al aire seco,
por encima de 500ºC se oxida a apreciable velocidad formando una
película con la siguiente estructura:
Se han producido reacciones redox sin la intervención de iones en
solución y no ha habido corrientes eléctricas recorriendo el metal.
Si el grado de corrosión se expresa como aumento de peso (por el
óxido formado) por unidad de área, se observa que la corrosión se
propaga en forma lineal con el tiempo.
Corrosión electroquímica: A temperatura ambiente la forma de
corrosión más frecuente y más seria es de índole electroquímica, este
tipo de corrosión implica un transporte de electrones a través de
un electrolito. En los procesos de corrosión electroquímica circulan,
sobre el material expuesto a corrosión, corrientes eléctricas. Se
demostró que durante la corrosión se cumplen las leyes de Faraday.
Las causas más frecuentes de estas corrientes eléctricas son:
i) El contacto de dos materiales diferentes, tal como ocurre con el
hierro en contacto con el cobre, el aluminio en contacto con el
cobre, el cobre en contacto con el zinc, etc. La unión de dos partes de
un mismo metal mediante un material de soldadura (Ej: Fe con SnFe).
ii) Presencia de fases diferentes de una misma aleación. Ej: aceros
inoxidables.
iii) Presencia de óxidos conductores de electrones. Por ejemplo óxido
de laminación en chapas de Fe.
iv) Diferentes grados de aireación de una pieza metálica.
vi) Corrientes inducidas por circuitos eléctricos mal aislados. Tal es el
caso de corrientes vagabundas en estructuras metálicas enterradas.
vi) Impurezas, tensiones en el metal, etc.
Reacciones que tienen lugar durante la corrosión
1) Reacciones anódicas: (en zonas anódicas)
Las reacciones anódicas que interesan son las de disolución del
material afectado, o sea, el pasaje de iones metálicos de la red
metálica al medio corrosivo. Ejemplo:
Los electrones originan una corriente eléctrica que circula dentro del
metal (conducción metálica).
2) Reacciones catódicas: (en zonas catódicas).
Una de las reacciones catódicas más importantes que se produce en
los procesos de corrosión es la reducción del oxígeno.
Esta reacción ocurre en casi todos los procesos de corrosión en medio
acuoso. Otra reacción catódica importante, en especial en los casos de
corrosión en ácidos o en ausencia de oxígeno es la de desprendimiento
de hidrógeno: pH< 4.3
El hidrógeno formado en esta reacción puede desprenderse y pasar al
medio ambiente o puede ser absorbido por un metal en proceso de
corrosión. En el segundo caso, el metal puede formar hidruros o
fragilizarse. Otra reacción catódica en zona bastante oxigenada puede
ser:
Sin embargo, la corrosión es un fenómeno mucho más amplio que
afecta a todos los materiales (metales, cerámicas, polímeros, etc.) y
todos los ambientes (medios acuosos, atmosfera, alta temperatura,
etc.).
Es un problema industrial importante, pues puede causar accidentes
(ruptura de una pieza) y, además, representa un costo importante, ya
que se calcula que cada pocos segundos se disuelven 5 toneladas de
acero en el mundo, procedentes de unos cuantos nanómetros o
picometros, invisibles en cada pieza pero que, multiplicados por la
cantidad de acero que existe en el mundo, constituyen una cantidad
importante.
La corrosión es un campo de las ciencias de materiales que invoca a
la vez nociones de química y de física (físico-química).
Por ejemplo un metal muestra una tendencia inherente a reaccionar
con el medio ambiente (atmósfera, agua, suelo, etc.) retornando a la
forma combinada. El proceso de corrosión es natural y espontáneo.
Esquema de oxidación del hierro, ejemplo de corrosión del tipo
polarizada