QUIMICA INORGANICA 2017 1 BALANCEO DE REACCIONES QUIMICAS

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: Escribir las semireacciones usando las especies químicas que existen en solución acuosa, balanceándolas en carga y masa.

El Cu. SO 4 se encuentra en solución disociado en iones Cu+2 y SO 4 -2. Lo mismo ocurre con el Zn. SO 4 obtenido en la reacción. Los coeficientes obtenidos luego de la suma son llevados a la ecuación molecular. En este caso los coeficientes son todos unitarios, quedando la ecuación: Cu. SO 4 + Zn Cu + Zn. SO 4 Agente oxidante y agente reductor: el Zn, en la reacción anterior, fue oxidado a Zn +2 por la acción del Cu. SO 4, 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. Por lo tanto la ecuación global será: 2 Ag + Cl 2 2 Ag. Cl

Analicemos ahora algunos casos más complejos, como es la reacción entre el Fe. Cl 2 y el K 2 Cr 2 O 7. El ion Cr 2 O 7 -2 es estable solamente en medio ácido, lo que debe ser tenido en cuenta en el balanceo de la ecuación: Cr 2 O 7 -2 Cr +3 Los 7 átomos de O del ion Cr 2 O 7 -2 aparecen del lado derecho de la ecuación en 7 moléculas de H 2 O: Cr 2 O 7 -2 2 Cr+3 + 7 H 2 O Para balancear los átomos de H y recordando que el medio es ácido, se agregan 14 H+ del lado izquierdo: 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: Es evidente que los protones provienen de un ácido, por ejemplo HCl: Si el medio de reacción es alcalino se deben utilizar OH- en el balanceo. Consideremos por ejemplo, la reacción entre KMn. O 4 y el KI. Cuando se reduce el Mn. O 4 - en medio neutro o débilmente alcalino, el producto es Mn. O 2 (s). +7 Mn. O 4 - +4 Mn. O 2

Mn. O 4 - + 3 e - Mn. O 2 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- : Mn. O 4 - + 3 e - Mn. O 2 + 4 OH- Los átomos de hidrógeno introducidos en forma de OH- provienen de H 2 O Mn. O 4 - + 3 e- + 2 H 2 O Mn. O 2 + 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: I 2 + 2 e-

La ecuación molecular será: 2 KMn. O 4 + 4 H 2 O + 6 KI 2 Mn. O 2 + 8 KOH + 3 I 2 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 KMn. O 4 se compone de los iones K+ y Mn. O 4 1 - dos especies que tienen existencia real. En el ejemplo de balanceo que se describirá en seguida, el ion Mn. O 4 1 - se usa como tal, ya que en el medio acuoso donde ocurre esta reacción el Mn 7+ sólo puede encontrarse como ion permanganato, Mn. O 4 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 Mn. O 4 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. 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 _____________________________________________________________________________________ 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 Sn-Fe). 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: p. H< 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

FIN