Evaluando la reactividad de los metales: Predicción de reacciones redox con especies y cationes metálicos.


(Licencia: Dominio Público, Autor: Stevebidmead) Fuente: Pixabay

Evaluando la reactividad de los metales: Predicción de reacciones redox con especies y cationes metálicos.

Los metales representan un grupo importante de la tabla periódica con diversas funciones. Un ejemplo de ello es nuestro organismo, en donde es vital la presencia de ciertos metales como el hierro, zinc, magnesio, etc. (siempre en una proporción adecuada). En el sector de la industria los metales juegan un papel fundamental, bien sea en una fábrica, constructora etc. El humano desde la antigüedad ha apreciado instintivamente la belleza de estos elementos, es por esto que el oro ha adquirido históricamente un gran valor, ya que su brillo nunca desaparece y es muy resistente a oxidarse. Para entender termodinámicamente el proceso de oxidación-reducción entre metales y cationes metálicos, es necesario entender la serie de actividad de los metales, con base en esto, se realizaron diferentes experiencias para observar experimentalmente el poder reductor de metales como el cobre, zinc, plomo, hierro, estaño, aluminio y magnesio en presencia de sales que aportaron cationes metálicos al ser disociadas. Además, se observó la influencia de la temperatura en la oxidación de ciertos metales, tomando también en consideración el burbujeo y el cambio de pH para un análisis exhaustivo.

Base Teórica

Algunas reacciones son denominadas reacciones de óxido-reducción o reacciones redox, ya que representan procesos en el que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.
Para poder identificar correctamente una reacción de oxidación-reducción, necesitamos conocer el proceso de transferencia de los electrones ganados por la sustancia que se reduce y los perdidos por la sustancia que se oxida. El concepto de números de oxidación (también llamados estados de oxidación) se ideó precisamente para definir e identificar los procesos ocurridos en las reacciones. El número de oxidación de un átomo en una sustancia es la carga real del átomo cuando se trata de un ion monoatómico; en los demás casos, es la carga hipotética que se asigna al átomo con base en una serie de reglas.

La corrosión del hierro y otros metales, como la corrosión en las terminales de una batería de automóvil, es un proceso que todos conocemos. Lo que llamamos corrosión es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre el metal y alguna sustancia de su entorno. La producción de herrumbre implica la reacción de oxígeno con hierro en presencia de agua.

Las reacciones también pueden ser clasificadas como reacciones de desplazamiento, en las cuales un ion o átomo de un compuesto se reemplaza por un ion o átomo de otro compuesto, en este caso uno oxidado, por ejemplo:


Reaccion de Oxido-reducción -Autoría

Es evidente que el hierro ha reemplazado al níquel en la molécula del nitrato.

Las especies que se oxidan, favorecen la reducción de otra especie, por lo que se denominan agentes reductores a las especies que se oxidan. Análogamente cuando una especie se reduce, estaría favoreciendo la oxidación de otro compuesto, siendo denominados agentes reductores. Ejemplo:


Agente reductor y agente oxidante -Autoría

Se denomina oxidación a la perdida de electrones de algún compuesto, mientras que la reducción es la ganancia de los mismos.

Se puede predecir cuándo un metal se puede oxidar si se encuentra en soluciones acuosas, ácidas o salinas (en este caso se experimentara con sales metálicas) tomando en cuenta la electronegatividad de cada uno de ellos simultáneamente con su capacidad de atraer electrones (afinidad electrónica).

El potencial estándar de una celda, Eo, el cual corresponde a cada metal que pueda oxidarse o reducirse, es el potencial originado cuando todas las especies se encuentran presentes en las condiciones estándar termodinámicas, es decir, concentraciones 1M para los solutos en disolución y 1atm para los gases, y 25º C, en un electrodo de hidrogeno (el cual tiene como referencia un potencial de 0,00). Pudiéndose así tabular estos valores y poder observar el poder reductor (capacidad de reducir a otra especie) de cada elemento, a esta tabla se le denomina serie de actividad de los metales.


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(Autor: Tram Tran, Imagen extraída del libro Chemistry, 5 edición, Pearson Prentice Hall) Fuente: Quora

Siguiendo teóricamente la serie de actividad de los metales, se puede decir que cada metal que se encuentre por encima de otro, ser capaz de desplazarlo (reducirlo) de algún compuesto, como podría ser una sal. La fuerza reductora (facilidad para oxidarse) aumenta a medida que se asciende en la tabla.

A continuación se presentan algunos experimentos de laboratorio con los cuales se puede comprobar lo dicho anteriormente como parte de la teoría de este interesante tema.

1. Reactividad entre metales y cationes metálicos.

Procedimiento:

Para realizar esta experiencia se tomaron 4 tubos de ensayos rotulados con los símbolos de los 4 metales a estudiar (Cu, Zn, Pb, Fe), a cada uno de ellos se les adicionó un pequeño trozo del metal correspondiente y 2 ml de solución de nitrato de cobre (II) (Cu(NO3)2) 0.05 M. Luego se observó durante 10 minutos los cambios que pudieran o no ocurrir.

Este procedimiento se repitió utilizando nitrato de plata (AgNO3), nitrato de zinc (II) (Zn(NO3)2), nitrato férrico (Fe(NO3)3), nitrato de mercurio (Hg(NO3)2) y nitrato de plomo (II) (Pb(NO3)2); todos con concentración 0.05 M.

Resultados:

Para poder comprender a fondo la serie de actividad de los metales, es necesario someter a los mismos a soluciones que contengan cierta concentración de algún catión de naturaleza metálica. En este caso se usaran sales (nitratos) para poder comprobar dicho efecto.

Los metales utilizados se encontraban en trozos pequeños, en algunos casos como el hierro además de ser pequeño eran de poco grosor. El cobre estaba dispuesto en finas láminas.

Es importante destacar que los metales utilizados no eran 100% puros, ya que contenían trazas de otros compuestos, esto podría afectar algunas de las observaciones o resultados de cada una de las experiencias, sin embargo el nivel de pureza es suficiente para la mayoría de ellos.

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Autoría

Según los resultados obtenidos y haciendo uso de la serie de actividad de los metales, se pueden comprobar cada una de los experimentos realizados.

El cobre y el hierro no pudieron desplazar el catión de Zn+2 de la molécula de nitrato ya que su poder reductor no era suficientemente fuerte; termodinámicamente esto podría ser calculado con los potenciales estándar de reducción de cada metal, por ejemplo:


Autoría

Si se toma hipotéticamente al zinc como especie reducida, y el cobre como especie oxidada, la formula se sustituye con los potenciales correspondientes a cada elemento de la siguiente forma:


Autoría

El resultado obtenido es negativo, lo cual representa una energía libre de Gibbs positiva, representan ando esto termodinámicamente un proceso no espontaneo, lo cual se interpreta como un proceso que no puede darse en las condiciones dadas (condiciones estándar).

Análogamente, esto sucede con el catión Fe+3 el cual no pudo ser reducido por el cobre (Cu) y el plomo (Pb); el catión Pb+2 el cual no pudo ser reducido por el cobre (Cu).

En la mayoría de los casos se dio una reacción relativamente rápida (no mayor a 15 minutos), se evidencio en el caso de la solución de nitrato de cobre un cambio de color en las especies metálicas oxidadas, las cuales se tornaron oscuras. En cuanto a su solución, cuando se añadió Zn, la solución se tornó de color verde, siendo esto una disminución del color azul intenso que presentaba la solución originalmente.

El nitrato de plata fue capaz de dividir finamente al zinc y al plomo, formándose en todos los casos un precipitado similar al algodón, de color gris, lo cuales eran una agrupación de los cristales de plata que se acababan de formar.
El nitrato férrico solo reacciono con el zinc, mientras el nitrato de mercurio y el nitrato de plomo (II) cuando reaccionaron, generaron solidos blancos (algunos muy brillantes y en el caso del mercurio, unas pequeñas gotas plateadas que se fijaron en la superficie del metal con el cual reacciono.

2. Reactividad entre metales y un ácido.

Procedimiento:

En esta experiencia se rotularon 7 tubos de ensayos con los símbolos correspondientes al pequeño trozo de metal que tenía en su interior, (zinc, estaño, aluminio, cobre, hierro, plomo, y magnesio.)

A cada uno de ellos se le agrego 5ml de ácido clorhídrico (HCl) 6M. Se observó cuidadosamente durante 5 minutos cada posible cambio que pudiera ocurrir.

Aquellos tubos que no presentaran ningún cambio, fueron introducidos en un baño de agua la cual se calentó hasta ebullición, se observó cuál de estos reacciono primero.

Resultados:

Algunos metales son capaces de desplazar el hidrogeno del ácido clorhídrico (HCl), ya que su poder reductor lo permite. Termodinámicamente muchas de estas reacciones son favorecidas, sin embargo algunas necesitan un cambio de temperatura para poder darse. Es por ello que se tuvo que calentar algunas de las muestras, favoreciendo así la reacción.


Autoría

Siempre se obtuvo un burbujeo producto del hidrogeno gaseoso liberado en cada una de las reacciones, la cual puede expresarse de forma general como:


Autoría

Siendo M el metal estudiado y X la valencia del mismo luego de oxidarse.

En la tabla 3 se pueden observar los metales en orden según su reactividad ante el ácido, el magnesio, aluminio y zinc reaccionaron violentamente produciendo un gran número de burbujas y un aumento notable de calor. El hierro resulto ser un poco más lento que los anteriores y el cambio de temperatura no fue muy notable.

Luego de observar que el estaño, plomo y cobre no reaccionaban a temperatura ambiente, se calentaron para favorecer esta reacción, de ellos el metal que reacciono primero fue el estaño, seguido del plomo y por último el cobre. Estos resultados están fundamentados teóricamente en la serie de actividad de los metales ya que de todo ellos el menos propenso a reaccionar con el ácido con base en su potencial de reducción es el cobre.

Una vez más cada uno de los ensayos realizados con los diferentes metales, satisficieron las proposiciones teóricas en cuanto a su reactividad con el ácido.

3. Reactividad entre un metal y el agua.

Procedimiento:

Para comprobar la reactividad de un metal con el agua, se romo un tubo de ensayo en donde se colocó un pequeño trozo de magnesio. Se midió el pH del agua destilada a utilizar con ayuda del papel indicador, y se añadió 5 ml de la misma en el tubo de ensayo.

Se procedió a calentar el tubo de ensayo en un baño de agua hasta evidenciar indicios de reacción (burbujeo). Luego de que empezara a reaccionar se dejó 5 minutos más en el baño de agua.

Al final con ayuda del papel indicador se midió de nuevo el pH de la solución que contenía el tubo y se comparó con el pH inicial del agua destilada.

Resultados:

Los metales más reactivos, que tienen un gran poder reductor, son capaces de desplazar al hidrogeno de la molécula de agua, en este caso se estudió la reactividad del magnesio en el agua y su influencia en el pH de la misma.


Autoría

Se observó que la reacción no se dio a temperatura ambiente, inicialmente el papel indicador marco como pH del agua destilada un valor entre 6-7.

Luego de ser calentado el tubo de ensayo en un baño de agua, se observaron pocas burbujas que aseguraban que la reacción estaba ocurriendo, luego de esperar lo suficiente, se midió el pH para cuantificar su variación, el pH resulto ser un valor entre 8-9, lo cual evidencia un aumento en el mismo producto de la siguiente reacción:


Autoría

Al formarse el hidróxido de magnesio, éste reaccionara con el agua, proporcionando iones oxidrilos (OH-) a la solución, lo cual causa un aumento en el pH de la solución (se convierte en una solución básica).

Siendo coherente con el resultado obtenido al medir el agua con el papel indicador, gracias al calentamiento del agua, lo cual favoreció termodinámicamente la reacción con el magnesio.

Conclusión General

Algunos resultados fueron mucho más evidentes que otros, dado que sus propiedades físico-químicas hacían que la reacción fuera lenta y poco visible. Un caso específico a destacar podría ser el zinc (Zn) el cual al estar en presencia de Fe(NO3)3 mostró muy pocos signos de una oxidación, teóricamente el zinc podría reducir fácilmente al hierro, sin embargo para poder observar este fenómeno fue necesario mirar al solido muy de cerca, viéndose así unos pequeños puntos marrones producto de la reacción esperada. Este tipo de consideraciones se presentaron ya que algunos de los metales no eran lo suficientemente puros y contenían muchas trazas de otros compuesto, aun así la reacción se pudo observar y el resultado fue satisfactorio.

En el caso de la medición del pH, el papel indicador utilizado tenía una escala que permitía medir el pH cada dos unidades, lo cual podría ser poco exacto para la práctica realizada, no obstante el cambio de pH fue lo suficientemente visible.

En general, se puede concluir que los resultados obtenidos fueron realmente satisfactorios con los lineamientos teóricos expuestos correspondientes a la reactividad de los metales en presencia de cationes metálicos, ácidos no oxidantes y agua.


(Licencia: CC BY-SA 3.0, Autor: Marlith) Fuente: Wikimedia Commons

Espero que este artículo haya sido de su agrado, considero que es importante e interesante, ya que este tipo de procesos de oxidación lo podemos observar a diario en infraestructuras, barcos, puertas, etc.

Seguimos a la espera de los grandes desarrollos que nos traerá el futuro, tú decides si ser espectador o realizador. Todos los días podemos aprender algo nuevo.

Gracias por leer.


Referencias:

Todas las imágenes de mi autoría, fueron editadas y procesadas utilizando el programa PowerPoint 2016.

  • Theodore Brown, Eugene LeMay, Bruce Bursten, Julia Burdge, (2004), Quimica. La ciencia central. (9° Edición). Pearson Educación, S.A.

  • Douglas Skoog, Donald West y James Holler (2006) Fundamentos de Química
    Analítica (4ta Edición) Editorial Reverté.

  • CRC HandBook of Chemistry and Physics, 86th Edition, CRC Press 2005


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