Al igual que las propiedades de una sustancia, los cambios que sufre una sustancia se puede clasificar como física y química. En los cambios físicos las sustancias varían su apariencia física pero no su composición. La congelación del agua es un cambio físico ya que en fase solida o líquida sigue estando constituida por moléculas de agua con la misma proporción de átomos de oxigeno e hidrógeno. En los cambios químicos (También llamados reacciones químicas), las sustancias se transforman en sustancias químicamente distintas. Por ejemplo cuando se quema hidrógeno en aire, sufre un cambio químico porque se combina con oxigeno para formar agua. La imagen 1 muestra la disposición de las moléculas de agua en cada uno de lostres estados.
Agua líquida
Hielo , vapor de agua
El agua que a temperatura ambiente es liquida es químicamente distinta tanto al O2 que es un gas a temperatura ambiente y al hidrogeno molecular que también posee esta cualidad. La evidencia de las transformaciones que conlleva un cambio químico son detectables la mayoría de las veces por simple observación de factores tales como:
Formación de un gas, el cual se manifiesta por efervescencia o por su olor característico.
Formación de un sólido insoluble o precipitado
Generación apreciable de energía en forma de luz y/o calor. El cambio químico puede ser exotérmico
si hay desprendimiento de energía, o en diatérmico si requiere de energía para llevarse a cabo.
Cambios de color en el sistema .Los cambios químicos siempre conllevan a la obtención de una sustancia diferente de los reactivos. Sin embargo los factores que evidencia un cambio químico son variados lo que indica la existencia de diferentes reacciones químicas que producen sustancias en forma característica, ya sea como gas, liquida, solida en precipitados, etc. Un tipo de éstas reacciones son las que se realizan en medio acuosa (agua). Las reacciones en solución acuosa se clasifican frecuentemente en tres clases diferentes: (1) de transferencia de electrones (o de óxido ± reducción, redox); (2) de transferencia de protones (neutralización o ácido-base) y (3) de precipitación (metátesis). En esta practica los ensayos que realizamos corresponden a reacciones de oxido-reducción (Redox).
Reacciones redox (oxido-reducción)
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
El Agente reductor
es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su
Estado de oxidación
, es decir; oxidándose.
El Agente Oxidante
Es el elemento químico que tiende a captar esos electrón es, quedando con un
Estado de oxidación
Inferior al que tenía, es decir; reducido.
Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediantelo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.Oxidación.La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común-implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones
Reducción.
En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o un átomo se reduce:
y
Gana electrones.
y
Actúa como agente oxidante.
y
Es reducido por un agente reductor.
y
Disminuye su estado o número de oxidación.
Número de oxidación.
La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación.
Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.
Importancia de
las reacciones redox.
En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro. La siguiente imagen muestra un alto horno en el cual se produce hierro metálico a través de reacciones de oxido reducción.
Dentro de los altos hornos se producen dos reacciones fundamentales:
2C + O2 2CO oxidación incompleta del carbón
Fe2O3 + 3 CO 2Fe + 3CO2 reducción a Fe metálico
Materiales
REACTIVOS:
1 KMnO 4(0.01M) 100 ml
2 H2SO4 (3N) 100ml
3 FeSO4 (0.01M) 100ml
4 CH3COOH (0.5N) 100ml
5 CuSO4·5H2O (0.2M) 100ml
7 Fe (Clip) 10unidades
8 Cu (moneda de un centavo) 10 unidades
MATERIALES
9 Vidrio reloj 10
10 Varilla de agitación 10
11 Papel filtro 10
12 Papel lija 10
13 Tubos de ensayo (15×2) cm10
14 Pinzas para tubos de ensayo 10
Métodos
a) Agregar en una determinada zona de un vidrio reloj unas gotas de permanganato de potasio 0.01M.
b) Adicionar al permanganato unas gotas de ácido sulfúrico 3N y, con una varilla, se mezclan bien
c) Agregar en otra zona del vidrio reloj una disolución de sulfato de hierro II.
Con la varilla se va produciendo la comunicación entre los reactivos.
d) Observe los cambios de color que toman los productos de reacción, interpretando por el color que toman los resultados que se dan.
a) Lijar con papel de lija una moneda compuesta de cobre (moneda de un centavo).
b) Colocar en el vidrio reloj un trozo de papel filtro empapado con ácido acético.
c) Coloque en el vidrio reloj la moneda de cobre, de manera que el ácido acético nola cubra.
d) Esperar un par de horas.
e) Levante la moneda observe y explique.
Recuperar el cobre disuelto en un sulfato.
a) Introduzca la muestra de hierro (Clip) en un tubo de ensayo.
b) Llene el tubo de ensayo que contiene la muestra de hierro con suficiente solución de sulfato de cobre de forma que el nivel del líquido sobrepase la altura de la muestra de hierro.
c) Colocar el tubo de ensayo en una gradilla y esperar a que se produzca algún cambio visible.
d) Cuando se observe que se forma una capa alrededor de la muestra se ha producido la reacción.
e) Rascar la muestra de hierro para obtener el cobre metálico que se ha depositado sobre ésta muestra.
f) Observe y explique.
Cálculos
Reacción química. (Reacción de oxido reducción)
K MnO4 (ac) +H2SO4 (ac) + FeSO4 (ac) MnSO4 (ac) + Fe2 (SO4)3 (ac) +K 2SO4 (ac)+ H2O(l) (E.1)
Para balancear la ecuación redox seguimos los siguientes pasos:
a) Escribimos las medias reacciones de oxidación y reducción.
MnO4-(ac) Mn +2(ac) (E.2).
(Reacción de reducción.Fe+2 (ac) Fe2+3(ac) (E.3).
(Reacción de oxidación)El manganeso se reduce de +7 a +2 (Mn es el agente oxidante).Hierro se oxida de +2 a +3 (Fe es el agente reductor).
b) Balanceamos átomos y la carga en ambos lados de la reacción teniendo en cuenta que sustancia se oxida y reduce.
5e-+ MnO4-(ac)
+ 8H+ (ac) Mn+2(ac) +4H2O2Fe+2(ac) ? Fe2+3(ac) + 2e-
La reacción se realiza en medio acido, por lo que para balancear los átomos de oxigeno se debe agregar moléculas de agua e iones hidrógenos (H+) para balancear átomos dehidrógenos.c) Sumamos las medias reacciones multiplicando por factores adecuados cada reacción con el objetivo de que la cantidad de electrones se igual en ambos lados de la reacción.
2 (5e-+ MnO4-(ac) + 8 + (ac) Mn+2 (ac) + 4H2O5 (2Fe+2(ac) Fe2+3(ac) + 2e)10e+2Mn4-
(ac)+ 16H+(ac) + 10Fe+2(ac)2Mn+2(ac) + 8H2O + 5Fe2+3 (ac) + 10e
- Eliminando términos que se repiten en ambos lados obtenemos los coeficientes de la ecuación redox balanceada.
2MnO
4-(ac) + 16H+ (ac) + 10Fe+2 (ac) 2Mn+2 (ac) + 8H2O +5Fe2+3(ac) (E.4).
d) Para equilibrar la ecuación general (E.1) tomamos los coeficientes de la reacción E.4 y agregamos los átomos que falten de balancear.2K MnO4 (ac) + 8 H2SO4 (ac)+10FeSO4 (ac) 2MnSO4 (ac)+5Fe2 (SO4)3 (ac) +K 2SO4 (ac) + 8H2O (l(E.1)
Reacción química. (Reacción redox).
CuSO4·5H2O (ac) + Fe(s) Cu(s) + FeSO4·5H2O (ac) (E.9)
La ecuación se encuentra balanceada. Solo examinaremos las sustancias que se oxidan y reducen por medio de las medias reacciones.
Cu+2(ac) + 2e- Cu(s) (E.10) (reacción de reducción)Fe(s) Fe+2(ac) + 2e- (E.11(reacción de oxidación)
El cobre se reduce de +2 a 0.Cu es cobre metálico que se deposita sobre la muestra de Fe. (El agente oxidante)
ElFse se oxida de 0 a + 2. El
Fe+2
Pasa a formar parte de la solución (El Fe es el agente reductor)
Resultados
La disolución de permanganato de potasio se decolora en medio ácido al adicionarle sulfato de hierro (II).Pasa de un color purpura intenso atransparente.
Si se compara la cara de la moneda que se encuentra expuesta alambiente esta presenta una fina capa de una sustancia gris. La cara que se encuentra encima del papel filtro remojado con ácido acético presenta el mismo cambio pero en una menor proporción.
Se puede observar claramente como la superficie del clip ha sido recubierta por una capa de una sustancia de color dorada-rojiza. Esta sustancia posee cierto lustre metálico y es sólida.
Discusión
En los tres ensayos efectuados se producen reacciones redox o también llamadas reacciones de oxido-reducción. Analizaremos cada ensayo en términos de los cambios químicos que se producen al realizarse la oxidación o reducción de los reactivos que intervien en. Ensayo 1.Esta reacción se realiza en medio ácido, con un fuerte agente oxidante como lo es el permanganato de potasio y una sal hidratada como el sulfato ferroso. En soluciones ácidas el Manganeso presente en el permanganato se reduce de +7 a +2, es decir, se reduce al catión Mn
2+
Este catión es incoloro a diferencia del permanganato de potasio que posee un color violeta intensa en disolución acuosa. La razón primordial del cambio de color que se produce al mezclar el permanganato de potasio con el sulfato ferroso( en medio ácido), es la reducción que se produce en el manganeso y la oxidación del hierro.
Como se explico en la introducción para que una sustancia se reduzca debe existir un agente reductor, y en este caso el reactivo que cumple éste papel es el hierro. En este caso todos los productos de la reacción E.1 se encuentran en disolución acuosa, es decir, presentes como iones. Por lo tanto cuando se analiza el cambio de color en la solución del ensayo 1, se habla del catión Mn2+y no de la sal MnSO4
En soluciones neutras, el permanganato sólo se reduce a MnO2
, un precipitado marrón en el cual el manganeso tiene su estado de oxidación +4. En soluciones alcalinas, se reduce a su estado +6, dando K 2
MnO4.Ensayo 2.En este ensayo se colocó una cara de la moneda sobre un papel empapado de ácido acético, cuidando de que el papel filtro no cubra totalmente la moneda. El resultado de realizar esta acción es tener una cara de la moneda en contacto con el papel filtro, y otra cara de la moneda expuesta al medio. Como se puede observar en la reacción E.5 se forman varios productos. En este caso nos podemos percatar de cómo el oxigeno reacciona tanto con el cobre como con el ácido acético. En la reacción con el cobre produce óxido de cobre (I) y en la reacción con el acido acético produce dióxido de carbono y agua. En esta reacción la sustancia que se oxida es el cubre al forma un oxido con el oxigeno y una sal con el ácido.(reacción E.5). En este caso la sustancia gris que se observa sobre la cara de la moneda es el oxido de cobre que se ha formado al cabo del tiempo estipulado. Ensayo 3.El sulfato de cobre (II) se encuentra en solución, es decir, en forma de iones sulfato e iones cobre 2+. Estos iones cobres presentes en la solución son los que van a reaccionar con el hierro solido (clip).Las reacciónes E.10 y E.11 son muy claras, en la superficie del clip un átomo de hierro sólido se oxida perdiendo 2 electrones y pasando a la solución como ión ferroso (Fe2+).Estos dos electrones son acogidos por un ión cúprico (Cu2+), es decir, esta sustancia se reduce en la superficie del clip transformándose en cobre metálico. Esto ocurre al paso de un tiempo, y la sustancia color dorada-rojiza que recubre al clip no es más que el cobre metálico que se produce a partir de la reducción de los iones cobre que se encuentran en solución. En este cambio químico además del paso del cobre de ion acuoso a solido metálico, el clip sufre una pérdida de masa ya que los átomos que se encuentran formando su superficie pasan a disolución como ionesFe2+
En la reacción E.9 también se puede observar que por cada mol de cobre metálico que se forma se produce una mol de sulfato de hierro (II) penta hidratado
Conclusión
En los cambios químicos las sustancias se transforman en sustancias químicamente distintas. Las nuevas propiedades que el producto presenta dan pie para la identificación del mismo.
Una reacción redox es aquella donde existe un intercambio de electrones entre sustancias químicas. Si en el intercambio de electrones el reactivo acepta los mismos, esta sustancia se reduce. En cambio si el reactivo químico pierde electrones, éste sufre una oxidación o simplemente se oxida. Ambos sucesos, oxidación y reducción, ocurren simultáneamente.
El agente reductor es la sustancia que permite que otra se reduzca. Por lo tanto para que existe la reacción redox el agente reductor se oxida. Lo contrario sucede con el agente oxidante.
En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).
El análisis y el método para balancear una ecuación redox, permite conocer como se produce el intercambio de electrones, así como para identificar las sustancias o reactivos que se oxidan o reducen
Bibliografía
BROWN THEOD
ORE L., y cols, 2004, Química. La ciencia central, PEARSONEDUCATION, México. Páginas 1152. (Capitulo 7: Propiedades periódicas de los elementos, metales alcalinos, paginas: 256-259).
Shriver,
D.F.; Atkins, P.W.; Langford, C.H. Química Inorgánica. Vol. 1. Segunda edición. Reverté. 1997.
Autor:
Gonzalo Chapa Manzano