1.- IntroducciónMuchas oxidaciones generan enormes cantidades de calor, y en ellas aparece la llama como una expresión de las excitaciones electrónicas provocadas por la elevación de la temperatura. El fuego ha sido considerado por muchos como el promotor de la civilización humana, y para todos es clara su importancia, en especial cuando requerimos de luz y calor. La llama es también símbolo de vida, y ésta puede reducirse, al igual que el fuego, a una serie de reacciones químicas, muchas de ellas de oxido-reducción. Hay una enorme cantidad de fenómenos que podras explicarte con un conocimiento más profundo de este tema, que empezaremos con un ejemplo muy conocido.
2.- Los cerillos
Como los conocemos actualmente, los cerillos son una invención del siglo XX. Aunque en el siglo XIX ya se producían en forma comercial, eran sumamente peligrosos, pues podían incendiarse espontáneamente con un poco de sol o de calor. La cabeza del cerillo contiene clorato de potasio, KClO3, que se descompone con el calor:
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Esta es la fuente del oxígeno necesario para la combustión; por su parte el sulfuro de antimonio, Sb2S3, y la parafina son los combustibles. La chispa y el calor iniciales se producen por fricción, gracias a la presencia de sustancias abrasivas y de fósforo rojo en la cinta de encendido, "Rasgadera". No hay duda de que las reacciones químicas de óxido-reducción implicadas en el funcionamiento de los cerillos son complejas, pero el concepto central es que proporcionan los elementos del triángulo del fuego (calor, oxígeno y combustible). Ver el Triangulo del fuego.
3.- Antisépticos y desinfectantes, OXIDANTES PARA LA SALUD
Un antiséptico es una sustancia que evita el crecimiento de los microorganismos patógenos, y un desinfectante aquella que destruye las bacterias y microorganismos patógenos. Los primeros se utilizan por lo regular en tejidos vivos, y los segundos en materiales inanimados. A principios del siglo XIX, cualquier intervención quirúrgica era muy peligrosa, ya que la herida podía infectarse fácilmente, y no se contaba con los antibióticos actuales. En 1867, Joseph Lister inventó la cirugía antiséptica al introducir el uso de disoluciones de fenol para limpiar las heridas y descontaminar los instrumentos empleados en las operaciones. Desde entonces, la cirugía ha alcanzado logros notables por la introducción sistemática de productos químicos con estas funciones. Estas sustancias actúan generalmente como agentes oxidantes de algunas sustancias fundamentales para la vida de las bacterias. Por su alto poder oxidante, los antisépticos atacan y llegan a destruir también las células de la piel u otros tejidos, por lo que su aplicación debe ser controlada. Algunos ejemplos sonlos siguientes:
3.- Antisépticos y desinfectantes, OXIDANTES PARA LA SALUD
Un antiséptico es una sustancia que evita el crecimiento de los microorganismos patógenos, y un desinfectante aquella que destruye las bacterias y microorganismos patógenos. Los primeros se utilizan por lo regular en tejidos vivos, y los segundos en materiales inanimados. A principios del siglo XIX, cualquier intervención quirúrgica era muy peligrosa, ya que la herida podía infectarse fácilmente, y no se contaba con los antibióticos actuales. En 1867, Joseph Lister inventó la cirugía antiséptica al introducir el uso de disoluciones de fenol para limpiar las heridas y descontaminar los instrumentos empleados en las operaciones. Desde entonces, la cirugía ha alcanzado logros notables por la introducción sistemática de productos químicos con estas funciones. Estas sustancias actúan generalmente como agentes oxidantes de algunas sustancias fundamentales para la vida de las bacterias. Por su alto poder oxidante, los antisépticos atacan y llegan a destruir también las células de la piel u otros tejidos, por lo que su aplicación debe ser controlada. Algunos ejemplos sonlos siguientes:
I2 Yodo.
HCHO Formaldehido.
HgCl2 Cloruro de mercurio (II).
Ca(OCl)2 Hipoclorito de calcio.
NaOCl Hipoclorito de sodio.
H2O2 Peróxido de hidrógeno
C2H5OH Etanol
C6H5-OH Fenol
KMnO4 Permanganato de potasio
CH3CHOHCH3 Alcohol isopropílico
La “tintura de iodo”, solución alcohólica de I2, se ha usado desde hace muchos años como antiséptico para el tratamiento de heridas menores, lo mismo que otros productos comerciales más recientes, como el merthiolate y el mercurocromo. Para prepararla, se agrega I2 sólido en etanol con un poco de yoduro de potasio disuelto, cuya función es promover la disolución del I2. Cuando se aplican a una herida, los antisépticos que contienen alcohol producen un ardor desagradable. Para evitar lo anterior, se han desarrollado compuestos como el yodoformo que libera el yodo molecular y es soluble en agua. El resultado es que la solución antiséptica es indolora. Otros dos ejemplos importantes de desinfectantes son el Cl2 y el O3, por sus características oxidantes, ambos se emplean para purificar el agua destinada al consumo humano.
4.- FOTOGRAFÍA BLANCO Y NEGRO: OXIDO REDUCCIÓN CAUSADA POR LA LUZ.
La fotografía es el resultado del esfuerzo de muchas personas durante los últimos doscientos años. Su fundamento reside en la propiedad que tienen diversas sustancias, como los halogenuros de plata, de reaccionar químicamente en presencia de la luz. Estas sustancias se denominan fotosensibles. La película fotográfica consiste en una tira de plástico flexible cubierta por una capa delgada de gelatina, la cual contiene pequeñísimos cristales de bromuro de plata (son gránulos con diámetro menor que un micrómetro, con aproximadamente 1012 iones plata), cuando la película se expone a la luz, resultado de abrir el diafragma de la cámara al dispararla, ocurren dos reacciones, para empezar, el ion bromuro libera un electrón y se produce un átomo de bromo neutro, Br, es decir, el bromo se oxida.
Ag+ Br- + Luz = Ag+ + Br0 + e-
El ion plata puede entonces atrapar al electrón para convertirse en un átomo de plata; o sea, la plata se reduce.
Ag+ + e- = Ago
El resultado es que en las regiones de la película donde ha incidido más la luz (mayor número de fotones) hay más plata metálica y, como es negra, oscurece ligeramente dichas zonas, donde no llega la luz tenemos bromuro de plata incoloro.
5.- PILAS
En la vida moderna, la transformación directa de energía química en eléctrica es cosa de todos los días; sin batería no arrancan los coches, ni funcionan los radios o los relojes “de pilas”. Pero ¿cómo funciona una batería?
Un ejemplo sencillo puede ayudarnos: se trata de reacciones químicas que ocurren espontáneamente y producen un flujo de electrones; una parte del sistema los dona y otra los recibe. La pila más común es la pila seca, inventada en 1867 por el francés G. Leclanché. Su ánodo de Zinc es el recipiente mismo, y el cátodo es una varilla de grafito impregnada de dióxido de manganeso, MnO2. El electrólito es una pasta húmeda de ZnCl2, NH4Cl, agua y polvo de grafito. Las reacciones son:
Cátodo (Oxidación):
2MnO2 + 2NH4+ + 2 e- = Mn2O3 + 2NH3 + H2O
Ánodo (Reducción):
Zn = Zn+2 + 2 e-
En el interior de la cubierta se forma un poco de hidróxido de Zinc sólido, lo que incrementa la resistencia. Sin embargo el Zn(OH)2 reacciona con el amoniaco NH3 para formar un compuesto de coordinación, [Zn(NH3)4]2+, que migra hacia adentro de ánodo de Zn, lo cual prolonga la acción de la pila. Como se puede observar, la varilla de grafito no participa en las reacciones, funciona únicamente como conductor de la corriente eléctrica. La especie que se reduce es el MnO2. El voltaje generado por esta pila cuando esta nueva es 1.5 V, pero va decreciendo hasta alcanzar un valor de 0.8V, momento en que es inútil.
Cuando se sustituye el NH4Cl por el KOH se tiene la pila seca alcalina. Las reacciones que se presentan son semejantes; sin embargo, esta pila tiene un mejor rendimiento, y puede proporcionar hasta un 50 % más de energía útil que una no alcalina, su mayor precio lo compensa su menor tamaño, cosa que las hace imprescindibles en cámaras fotográficas, calculadoras y relojes.
En fechas recientes, investigaciones intensas han dado lugar a pilas que emplean litio metálico y yodo; tienen una vida de 10 años, y se emplean en los marcapasos cardiacos. Otra manera menos espectacular de aumentar la vida útil de una pila consiste en hacerla recargable. El ejemplo más común es la de niquel-cadmio, y su empleo en herramientas, calculadoras y computadoras es común.
6.- BATERÍAS PARA AUTOMÓVIL
Podemos encender un coche gracias a la energía almacenada en la batería, una batería común esta integrada por seis celdas conectadas en serie; cada una produce una diferencia de potencial de 2 voltios, por lo que el voltaje total que proporciona es de 12 volt.
El cátodo (-) esta hecho de PbO2 inmerso en una malla metálica, y el ánodo (+) es de Pb; ambos están sumergidos en H2SO4 bastante concentrado (aproximadamente 5 M), por lo que es muy corrosivo y se debe manejar con mucho cuidado, las reacciones que se llevan a cabo cuando se enciende el automóvil, y que descargan la batería, son:
Cátodo (Reducción):
PbO2 + 4H+ + SO4-2 + 2 e- = PbSO4 + 2H2O
Ánodo (Oxidación):
Pb + SO4-2 = PbSO4 + 2 e
Reacción completa:
PbO2 + Pb + 2 H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O
De continuar indefinidamente esta reacción, se consumirían los electrodos y el ácido, y la batería dejaría de funcionar. Para evitar lo anterior, una vez que el automóvil está en marcha, el alternador convierte parte de la energía cinética, resultado del movimiento del motor, en energía eléctrica que se regresa a la batería, cargándola de nuevo. Así sucede una reacción inversa no espontánea, producida por la corriente del alternador, que podemos escribir como:
2 PbSO4 + 2H2O = Pb + PbO2 + 2H2SO4
Cuando las baterías se cargan demasiado rápido con fuentes externas, puede ocurrir una hidrólisis del agua, dando lugar a H2 y O2, una mezcla de gases altamente explosiva. En los últimos años se han diseñado y probado automóviles eléctricos, aunque tal vez no en la cantidad que debería hacerse, estos vehículos emplean únicamente baterías como fuente de energía, las cuales se pueden recargar diariamente. Prototipos de estos vehículos funcionan ya en países como Inglaterra, donde se emplean en recorridos cortos y constantes, pronto los veremos circular en nuestras ciudades contaminadas.
7.- REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN
La oxidación es un cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos pierden electrones, y la reducción es el cambio químico en el cual un átomo o grupo de átomos ganan electrones: Estas definiciones pueden aplicarse en forma muy simple en el caso de elementos o sus iones. Una transformación que convierte un átomo neutro en un ion positivo debe estar acompañada por la pérdida de electrones y debe, por lo tanto, ser una oxidación. Considérese el siguiente ejemplo:
Fe = Fe+2 + 2e
Los electrones (símbolo e-) se escriben explícitamente en el lado derecho y proporcionan la igualdad de carga total en los dos lados de la ecuación. En forma similar, la transformación de un elemento neutro en un anión debe estar acompañada por la ganancia de electrones y se clasifica como reducción, como en el caso siguiente:
Cl2 + 2e = 2Cl-
La oxidación y la reducción siempre ocurren de manera simultánea, y el número total de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.
8.- BALANCEO DE ECUACIONES POR EL METODO DEL ION-ELECTRON
1.- Escríbase la ecuación que muestre todos los reactivos y productos de la reacción química.
2.- Escríbase una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante, con el elemento que esta sufriendo una reducción en su estado de oxidación en cada lado de la ecuación. El elemento no debe escribirse como átomo o ion libre a menos que realmente exista como tal. Debe escribirse como una especie molecular o ionica real.
3.- Escríbase otra ecuación esquemática parcial para el agente reductor, con el elemento que está sufriendo un aumento en el estado de oxidación de cada lado de la ecuación.
4.- Para balancear cada ecuación parcial debemos observar si esta se realiza en:
a) Medio ácido o neutro, esto se sabe porque entre los reactivos aparece algún ácido o
bien el agua. Los átomos de oxígeno se balancean primero. Para cada átomo de
oxígeno en exceso de un lado de la ecuación, el balanceo se asegura agregando una
molécula de H2O del otro lado. Entonces, se utiliza H+ para balancear hidrógenos.
b) Medio alcalino, esto se sabe porque entre los reactivos debe aparecer algún
compuesto alcalino (hidróxido). Primero se balancea el oxígeno, por cada oxígeno
en exceso de un lado de la ecuación, el balanceo se asegura agregando moléculas de
H2O del MISMO lado y 2OH- por cada molécula de agua del otro lado.
5.- Balancéese cada ecuación parcial con respecto al número de cargas agregando electrones, ya sea en el lado izquierdo o derecho de la ecuación. Si se siguieron cuidadosamente los pasos anteriores, se encontrara que los electrones deben agregarse a la izquierda en la ecuación parcial para el agente oxidante y a la derecha en la ecuación parcial para el agente reductor.
6.- Multiplíquese cada ecuación parcial por un número determinado, de tal manera que el número total de electrones perdidos por el agente reductor sea igual al número de electrones ganados por el agente oxidante.
7.- Súmense las dos ecuaciones parciales que resultan de la multiplicación. En la ecuación sumada, cancélense los términos comunes de los dos lados. Todos los electrones se deben cancelar.
8.- Verifíquese la ecuación final contando el número de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación, que obviamente debe ser igual.
