Ejemplo de Oxidación

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Autor: Redacción Ejemplode.com, año 2017

Suele llamarse Oxidación al fenómeno en el que un elemento Metálico o No Metálico se combina con Oxígeno para formar óxidos. Entre las reacciones que involucran esta transformación está la Combustión.

Para más información acerca de los óxidos, da clic aquí.

Sin embargo, la Oxidación tiene un significado que va más allá de la formación de Óxidos. La naturaleza de la Oxidación radica en que un Elemento cambie su valencia a una mayor, debida a la separación de sus electrones en un enlace, durante una reacción química.

Por ejemplo, basándonos en la reacción de Combustión del Metano CH4, haremos el análisis del cambio de valencia:

Ejemplo de reacción de oxidación

Átomos de Reactivos:

Valencias de los átomos de la reacción

Átomos de Productos:

Valencias de los átomos de producto

La valencia del Carbono se mantiene en +4, mientras que para el átomo de Hidrógeno se nota un incremento desde -1 hasta +1. Significa que el Hidrógeno se ha oxidado en un valor de 2.

Así como ocurre la Oxidación como un aumento en la valencia, existe un fenómeno que balancea este efecto, llamado Reducción, en el que la valencia de Otro átomo de la reacción disminuye.

Una Reducción ocurre en el átomo de Oxígeno de la reacción de ejemplo, desde la valencia 0 hasta -2. El Oxígeno se ha reducido en un valor de 2.

Con base en estos cambios, es posible balancear la ecuación para conocer la relación estequiométrica de la reacción.

Balanceo de Reacciones Químicas por el Método de REDOX (Reducción-Oxidación)

Por ejemplo, tenemos la siguiente reacción:

Ejemplo de Reacción de Oxidación

Se hará primero el análisis de las valencias de los elementos:

Valencias de los átomos en la anterior reacción

Es notable que el Manganeso ve disminuida su valencia de +7 a +4. Significa que se reduce en 3 valores, es decir, gana 3 electrones.

El Nitrógeno tiene un ascenso en su valencia desde +3 hasta +5. Significa que se oxida en 2 valores, es decir, pierde 2 electrones.

Nos concentraremos en los productos. Los valores 3 y 2 que representan a los electrones transferidos, se cruzarán entre ambas moléculas, dando como resultado lo siguiente:

Reacción de Oxidación Balanceada

Ya con base en esos números, será posible Balancear por Tanteo la ecuación:

Reacción de Oxidación ya Balanceada

Para más información sobre Balanceo por Tanteo de Ecuaciones Químicas, clic aquí.

Podemos comprobar que la ecuación quedó balanceada, analizando los átomos que hay de cada lado de la reacción, de cada elemento:

Potasio (K): 2 átomos a cada lado de la ecuación

Manganeso (Mn): 2 átomos a cada lado de la ecuación

Sodio (Na): 3 átomos a cada lado de la ecuación

Nitrógeno (N): 3 átomos a cada lado de la ecuación

Hidrógeno (H): 2 átomos a cada lado de la ecuación

Oxígeno (O): 15 átomos a cada lado de la ecuación

Agentes Oxidantes y Reductores

Hay especies químicas que tienen la cualidad de propiciar la transferencia de electrones. Si su propósito es el de Oxidar a otras moléculas, se les llama Agentes Oxidantes. Si se trata de Reducir a otras moléculas, se les llama Agentes Reductores

Ejemplos de Agentes Oxidantes

Metal oxidado

Ácido Sulfúrico (H2SO4): Actúa disolviendo Cobre (Cu), Plomo (Pb) y otros metales. Durante esta acción, se reduce a Dióxido de Azufre (SO2). Es más efectivo si se utiliza en alta concentración y a temperatura elevada.

Permanganato de Potasio (KMnO4): Es el oxidante más utilizado en la industria para muchísimos fines, como el de colaborar para la síntesis de productos como Ácido Isonicotínico, Sacarina, Ácido Ascórbico. Gracias a la presencia de sus 4 Oxígenos, sirve para prevenir la deficiencia de oxígeno en la crianza de peces.

Permanganato de Sodio (NaMnO4): Tiene un poder similar al del Permanganato de Potasio, y también se utiliza para elevar la valencia de determinados átomos. En las plantas de hidrometalurgia, en las que se produce Zinc, se utiliza para elevar la valencia de átomos intrusos de Hierro (II), convirtiéndolos en Hierro (III), que se precipitan como Hidróxido Férrico Fe(OH)3.

Cloro gaseoso (Cl2):  El Cloro en su manifestación de gas diatómico (Cl2), es un fuerte oxidante, gracias a su elevada electronegatividad, y a que tiene 7 electrones en su última capa. Se utiliza como desinfectante en el Tratamiento Terciario de Aguas Residuales.

Oxígeno gas (O2): Al igual que el Cloro gaseoso, el Oxígeno gaseoso es un fuerte agente para elevar la valencia de algún elemento en una reacción química. Su principal función es la de sostener una combustión, reaccionando con el combustible a alta temperatura, para seguir generando esa reacción exotérmica que se manifiesta como una flama.

Dicromato de Potasio (K2Cr2O7): Al tener siete átomos de Oxígeno en su molécula, posee un gran poder oxidante. Se utiliza en la galvanotecnia para dar a otros metales un efecto cromado, en la fabricación de pigmentos por su coloración anaranjada.

Ejemplos de Agentes Reductores

Carbono en forma de carbón: Tiende a escapar de su estructura monoatómica para ligarse a otros átomos con electronegatividad diferente, para cederles sus electrones.

Aserrín: Si se tiene un horno industrial donde se han generado óxidos en exceso, al agregar aserrín ocurre una reducción de éstos, y el aserrín comienza a “carbonizarse”  o “quemarse” en presencia del calor residual del horno.

Monóxido de Carbono: El mismo efecto que el aserrín, para reducir los óxidos de varios metales en los altos hornos.

La mayoría de los metales: Son considerados Reductores, porque son los afectados por la Oxidación. Por ejemplo: Hierro, Plomo, Cobre, Titanio.

Azúcares: A la temperatura suficiente, los azúcares son oxidados por el Oxígeno del aire. Por consiguiente, se trata de Reductores.

Azufre y/o Fósforo: Son no metales capaces de combinarse con oxígeno para formar óxidos, de manera que el Oxígeno es el agente oxidante, y el azufre y el fósforo quedan con carácter reductor.

Aluminio: Se emplea en la industria metalúrgica, como un agente facilitador de la extracción de metales como el Calcio y el Litio.

10 ejemplos de Cosas que se oxidan:

  1. Una barra metálica que contenga Hierro, adquiere color anaranjado oscuro.
  2. La tubería de Cobre, tomando coloración verde azulado.
  3. La estatua de la libertad en Nueva York, es de cobre y por su oxidación tomó el color verde azulado.
  4. El cuadro de una bicicleta, cuando tiene Hierro.
  5. Las bisagras de una puerta, si no se lubrican con frecuencia.
  6. El marco de una ventana, si está expuesta a mucha lluvia y sol.
  7. El mecanismo de la manija de una puerta, que incluso puede atorarse cuando ya está muy oxidada.
  8. Las herramientas mecánicas y eléctricas que contienen un alto porcentaje de Hierro, que incluso dejan manchada la mano de color naranja.
  9. Los tornillos, al oxidarse, tienen un desgaste en su diseño.
  10. Los plásticos de los componentes de hardware (teclados, monitores, CPU) de las computadoras de escritorio antiguas. Toman una coloración amarillenta.

Citado APA: (A. 2017,06. Ejemplo de Oxidación. Revista Ejemplode.com. Obtenido 06, 2017, de http://www.ejemplode.com/38-quimica/4573-ejemplo_de_oxidacion.html)

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Autor: Redacción Ejemplode.com, año 2017

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