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Te explicamos qué son las reacciones redox, los tipos que existen, sus aplicaciones, características y ejemplos de reacciones redox.

En química, se conoce como reacciones redox, reacciones óxido-reducción o reacciones reducción-oxidación, a toda reacción química en la que ocurre un intercambio de electrones entre los átomos o moléculas involucrados.

Ese intercambio se refleja en el cambio de estado de oxidación de los reactivos. El reactivo que cede electrones experimenta oxidación y el que los recibe, reducción.

El estado de oxidación es la tendencia de un átomo de un elemento a ceder o tomar electrones cuando forma parte de una reacción química. También se denomina números de oxidación o valencias.

Se expresa en número enteros alrededor del cero (para elementos neutros), pudiendo alcanzar niveles de +1, +2 o +6, por ejemplo, o por el contrario, -1, -2 o -6. Algunos átomos tienen, además, estados de oxidación variables según la reacción.

De esta manera, en toda reacción redox hay dos tipos de reactivos que se influyen de manera recíproca:

Un agente oxidante, que capta los electrones y baja su estado de oxidación inicial, sufriendo, por lo tanto, una reducción. O lo que es lo mismo, aumenta su carga electromagnética negativa al ganar electrones.

Un agente reductor, que cede los electrones y aumenta su estado de oxidación inicial, sufriendo, por lo tanto, una oxidación. O lo que es lo mismo, aumenta su carga electromagnética positiva al perder electrones.

Tan solo en algunos casos ciertos reactivos (anfolitos) pueden oxidarse y a la vez reducirse, en lo que se conoce como anfolización. Del resto, las reacciones redox son de las reacciones químicas más comunes del universo y forman parte de las reacciones fundamentales para la continuidad de la vida.

Puede servirte: Oxidación

Las reacciones redox se encuentran a nuestro alrededor a diario. La oxidación de los metales, la combustión del gas en la cocina o incluso la oxidación de la glucosa para obtener ATP en nuestro organismo son ejemplos de ello.

En la mayoría de los casos, involucran una importante cantidad de energía liberada, así como un cambio permanente en la naturaleza química de los materiales involucrados.

El resultado final de una reacción redox suelen ser compuestos diferentes a los iniciales, tanto en su combinatoria como su nivel de carga electromagnética. Este proceso a menudo se comprende a partir de "semireacciones" o reacciones parciales, que son una forma de segmentar el proceso redox global en dos: el proceso de reducción y el de oxidación.

Por ejemplo:

Semireacción de reducción: Cu²⁺ + 2e⁻ -> Cu (reducción del cobre al recibir dos electrones).

Semireacción de oxidación: Fe -> Fe²⁺ + 2e⁻ (oxidación del hierro al perder dos electrones)

Lo cual compone la reacción global Fe + Cu ²⁺ -> Fe ²⁺ + Cu.

Existen distintos tipos de reacciones redox, dotados de características distintas. Los tipos más comunes son:

Combustión. Todas las formas de combustión, desde la gasolina en el motor de un automóvil o el gas en nuestras cocinas, son reacciones redox que involucran un compuesto (combustible) y oxígeno, y que liberan gran cantidad de energía, ya sea como calor, luz o movimiento (como en el caso de las explosiones). Lógicamente, el oxígeno actúa como agente oxidante, quitándole electrones al compuesto.

Oxidación. La oxidación es descrita comúnmente como la degradación de ciertos materiales, especialmente metálicos, por acción del oxígeno sobre ellos. Es un fenómeno mundialmente conocido y cotidiano, especialmente en las poblaciones costeras, donde las sales del ambiente aceleran (catalizan) la reacción. Es por eso que un automóvil, luego de llevarnos a la playa, debe ser limpiado de todo rastro de agua salada.

Desproporción. También conocidas como reacciones de dismutación, presentan un único reactivo que se reduce y oxida al mismo tiempo, a medida que sus moléculas actúan entre sí. Un caso típico de esto es la descomposición del agua oxigenada (H₂O₂).

Desplazamiento simple. También llamadas reacciones de sustitución simple, ocurre cuando dos elementos intercambian sus lugares respectivos dentro de un mismo compuesto. Es decir, un elemento sustituye a otro en su exacto lugar de la fórmula, balanceando sus respectivas cargas electromagnéticas con otros átomos según convenga. Es lo que ocurre cuando un metal desplaza al hidrógeno en un ácido y se forman sales, como ocurre cuando las baterías de un aparato se descomponen.

Los ejemplos de reacciones redox son muy abundantes. Trataremos de dar un ejemplo de cada uno de los tipos anteriormente descritos:

La combustión del octano, un hidrocarburo componente de la gasolina, tiene lugar en el motor de nuestros automóviles. Esto ocurre a medida que el oxígeno y el octano reaccionan, oxidándose y reduciéndose respectivamente, liberando energía aprovechada para generar trabajo en el motor, y subproduciendo dióxido de carbono y vapor de agua en el proceso. Todo de acuerdo a la siguiente fórmula:

La descomposición del peróxido de hidrógeno, también llamada agua oxigenada, ocurre cuando en presencia de agua y oxígeno, sus propios átomos constitutivos, el agua oxigenada pierde su estado de oxidación -1 y termina convirtiéndose simplemente en agua y oxígeno elemental, recuperando un estado electromagnético neutro. Esto ocurre de acuerdo a la fórmula:

Desplazamiento de la plata por cobre, el ejemplo clásico comprobable con una solución acuosa de nitrato de plata y un trocito de cobre. Al sumergir este último en la solución, notaremos de inmediato un cambio de color (yendo hacia el azul) y la formación en torno al cobre de pequeños cristales metálicos (precipitado). Esto será indicativo de que ha ido sustituyendo la plata en la solución, de acuerdo a la siguiente fórmula:

Las aplicaciones industriales de las reacciones redox son infinitas. Por ejemplo, las reacciones de combustión son idóneas para producir trabajo, o sea, movimiento o electricidad: es lo que hacen las plantas eléctricas que queman carbón para obtener el calor y evaporar agua, por ejemplo. También ocurre dentro del motor de los vehículos a combustible fósil.

Por otro lado, reacciones redox de sustitución y desplazamiento son útiles para obtener ciertos elementos en un estado de pureza que no es frecuente ver en la naturaleza.

Por ejemplo, la plata es sumamente reactiva. Aunque es poco frecuente encontrarla pura en el subsuelo mineral, sí puede obtenerse un alto grado de pureza a través de una reacción redox. Lo mismo ocurre a la hora de obtener sales y otros compuestos.

Sigue con: Metabolismo

Referencias:

Última edición: 12 de febrero de 2020. Cómo citar: "Reacciones Redox". Autor: María Estela Raffino. De: Argentina. Para: Concepto.de. Disponible en: https://concepto.de/reacciones-redox/. Consultado: 24 de abril de 2020.

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Reacciones Redox - Concepto, tipos, aplicaciones y características

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Te explicamos qué son las reacciones redox, los tipos que existen, sus aplicaciones, características y ejemplos de reacciones redox. En química, se conoce como reacciones redox, reacciones óxido-reducción o reacciones reducción-oxidación, a toda reacción química en la que ocurre un intercambio de electrones entre los átomos o moléculas involucrados.

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REACCIONES REDOX: R4 EJERCICIOS ACTIVIDADES Y PROBLEMAS.

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REACCIONES REDOX: R4 EJERCICIOS ACTIVIDADES Y PROBLEMAS.

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Hay muchos tipos de reacciones químicas; unas crean explosiones, otras emiten luz y algunas desencadenan un montón de otras reacciones. El tipo de reacción química en el que nos centraremos hoy es la reacción redox y, más específicamente, sus aplicaciones industriales.

Fig. 1: Las distintas reacciones químicas que podemos llevar a cabo pueden tener varios usos; uno de ellos es, por ejemplo, las explosiones.

Este artículo trata sobre las aplicaciones industriales de las reacciones redox.

Comenzaremos aprendiendo qué es una reacción redox, para poder entender mejor los siguientes puntos.

Después, resolveremos algunos ejemplos de reacciones redox que nos permitan aplicar lo que hemos visto en el punto anterior.

A continuación, estudiaremos cuáles son las aplicaciones de las reacciones redox.

Luego, analizaremos algunos ejemplos de las reacciones redox en la industria.

Para terminar, veremos cuáles son las reacciones redox más importantes que se llevan a cabo en la industria farmacéutica.

¿Qué es una reacción redox?

Una reacción redox implica la transferencia de electrones de una especie a otra. En una reacción redox, el estado de oxidación de dos especies cambia: una se reduce (disminuye) y otra se oxida (aumenta).

También es importante que veamos qué es el estado de oxidación:

El estado de oxidación (también llamado número de oxidación) corresponde al número de electrones que una especie dará o recibirá durante el enlace.

Existen varias reglas para determinar el estado de oxidación de una especie, estas son:

Los elementos simples y los compuestos de elementos simples tienen un estado de oxidación de 0.

La suma de los estados de oxidación en un compuesto neutro es igual a 0.

La suma de los estados de oxidación de un compuesto cargado es igual a la carga.

En un compuesto, la especie más electronegativa (aquella que tiene más probabilidades de aceptar un electrón) tendrá un estado de oxidación negativo, mientras que la especie menos electronegativa (la que tiene más probabilidades de donar un electrón) tendrá un estado de oxidación positivo.

En el caso de los iones, el estado de oxidación es igual a la carga.

Algunos elementos tienen un estado de oxidación habitual. Los metales de transición tienden a ser mucho más variables:

Tabla 1: Estados de oxidación típicos de algunos de los elementos químicos, junto con sus excepciones.

Ya que sabemos lo básico sobre los estados de oxidación, vamos a ver un ejemplo:
¿Cuál es el estado de oxidación del catión metálico en estos compuestos?: Solución:
Veamos cómo podemos saber cuál es el estado de oxidación:

1. Para el ZnCl 2, sabemos que el Cl suele tener un estado de oxidación de -1. Este es el caso aquí, ya que no hay O ni F en este compuesto. Como tenemos 2 moles de Cl para equilibrar el Zn, entonces el estado de oxidación del Zn es +2.

2. Por último, para el 3, el O forma un ion con una carga de -2. Puesto que necesitamos 2 moles de Co para equilibrar, entonces el estado de oxidación del Co es +1.

Aunque podemos calcular el número de oxidación de cada elemento de un compuesto, es más fácil calcular el número solamente para el catión (especie con carga positiva) y el anión (especie con carga negativa) en conjunto.

Los iones como NO₃ y SO₄ no son los que se oxidan/reducen, por lo que no es necesario calcular el número de oxidación de cada elemento.

Ejercicios de reacciones redox

Ahora que sabemos cómo calcular los estados de oxidación, pasemos a un ejemplo de reacción redox:
En la siguiente reacción, ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce?
$$Zn + CuSO_4 \rightarrow Cu + ZnSO_4$$
Solución:
1. Empecemos por identificar los estados de oxidación del lado izquierdo: El Zn es un elemento neutro solitario, por lo que su estado de oxidación es 0.

2. El es un ion con carga -2, por lo que el Cu debe tener carga +2, al tratarse de un compuesto neutro.

3. Ahora, el lado derecho: El Cu está ahora solo, por lo que su estado de oxidación es 0.

4. El Zn está ahora unido al SO 4, por lo que su estado de oxidación es +2.

Por lo tanto, nuestros cambios en el estado de oxidación son Cu (\(+2\rightarrow0\)) y Zn (\(0\rightarrow +2\)).

Como el estado de oxidación del cobre ha disminuido, se está reduciendo. Esto significa que el zinc se oxida, ya que su estado de oxidación ha aumentado.

Ajuste de reacciones redox

Un componente importante de las reacciones redox es que deben estar equilibradas tanto en carga como en masa. En el ejemplo anterior, todas las especies eran neutras, pero este no es el caso de todas las reacciones redox. Para equilibrar estas ecuaciones utilizamos el método de la semirreacción, en el que una o más de las especies están cargadas.

El método de equilibrio de semirreacciones se utiliza para equilibrar reacciones redox. Una reacción redox se divide en la semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción. Estas semirreacciones se equilibran individualmente y luego se recombinan en la ecuación equilibrada completa.

Veamos cómo podemos utilizar este método. Para escribir estas semirreacciones, debemos seguir los siguientes pasos:

1. Escribir la reacción desequilibrada en su forma iónica.

2. Determinar el estado de oxidación de cada especie en la reacción.

3. Determinar qué especie se está oxidando y cuál se está reduciendo.

4. Dividir la reacción en las dos semirreacciones.

5. Utilizar electrones para equilibrar la carga de cada semirreacción.

6. Multiplicar las semirreacciones necesarias para que el número de electrones se anule.

7. Combinar cada semirreacción y anular los términos semejantes.

Continuemos que los ejemplos, para entenderlo mejor:
Equilibra la siguiente reacción redox utilizando la ecuación iónica que se muestra a continuación:
$$Fe^{3+} + Sn^{2+} \rightarrow Fe^{2+} + Sn^{4+}$$
Solución:
Ya tenemos la reacción en su forma iónica, así que empezamos por determinar el estado de oxidación de cada especie. Este paso es bastante sencillo, ya que todos nuestros elementos son iones y sus números de oxidación son sólo sus cargas.

Ahora, tenemos que dividir esta reacción en sus semirreacciones. Vamos a empezar con el hierro, Fe:

$$Fe^{3+} \rightarrow Fe^{2+}$$

Esta media reacción es la semirreacción de reducción, ya que el número de oxidación del Fe se está reduciendo. Las especies que se reducen ganan un electrón, por lo que queremos equilibrar nuestra carga añadiendo un electrón al lado izquierdo:

$$Fe^{3+} + e^- \rightarrow Fe^{2+}$$

Ahora, para nuestra semir reacción de oxidación:

$$Sn^{2+} \rightarrow Sn^{4+}$$

Las especies que se oxidan pierden uno o varios electrones, así que la equilibramos añadiendo 2 electrones al lado derecho:

$$Sn^{2+} \rightarrow Sn^{4+} + 2e^-$$

Antes de combinar estas reacciones, tenemos que asegurarnos de que los electrones se cancelarán. Podemos multiplicar la reacción de reducción por 2, para que nuestros electrones se cancelen.

$$2Fe^{3+} + 2e^- \rightarrow 2Fe^{2+}$$

Finalmente, podemos combinar las dos reacciones para obtener la reacción final equilibrada:

$$2Fe^{3+} + Sn^{2+} \rightarrow 2Fe^{2+} + Sn^{4+}$$

La reacción final no debería tener ningún electrón como reactivo o producto, así que asegúrate de cancelarlos. Además, la semirreacción de reducción siempre tendrá sus electrones a la izquierda y la semirreacción de oxidación los tendrá a la derecha.

Aplicaciones de las reacciones redox

Las reacciones redox tienen numerosas aplicaciones, que son imprescindibles en nuestra vida cotidiana. Algunos ejemplos representativos son:

Generación de electricidad.

Purificación de sustancias.

Funcionamiento de pilas.

Funcionamiento de baterías.

Generación de electricidad

Las reacciones redox nos permiten, en algunas ocasiones, llevar a cabo reacciones de combustión, que son la base de la generación de electricidad. Esto es posible gracias a los combustibles fósiles que, al ser quemados, permiten que los motores de las centrales térmicas funcionen.

Purificación de sustancias

Podemos encontrar muchas de las sustancias que necesitamos en el día a día en la naturaleza, pero es muy raro encontrarlas en estado puro. Sin embargo, gracias a algunas reacciones químicas -como, por ejemplo, las reacciones redox de sustitución- podemos obtener ciertas sustancias en estado puro.

Funcionamiento de las pilas

Las reacciones redox son imprescindibles para el funcionamiento de las pilas. En la siguiente imagen puedes observar cuál es el desempeño de una pila redox:

Fig. 2: Ejemplo de una batería redox.

Las pilas consisten en dos electrodos de metal que se encuentran dentro de un electrolito, responsable de la conducción de los iones. Entre los electrodos y el electrolito se lleva a cabo una reacción química: en uno de ellos se produce la reacción de oxidación (ánodo) y en el otro se produce la reacción de reducción (cátodo). En este tipo de reacciones se produce un flujo de electrones, que permiten que haya una corriente eléctrica, lo que provoca el funcionamiento de la pila.

Funcionamiento de baterías

El proceso de funcionamiento de las baterías es parecido al de las pilas. Gracias a las reacciones químicas que se producen en su interior, tienen una zona negativa (terminal negativo) y una zona positiva (terminal positivo). La zona negativa tiene esta carga debido a la presencia de electrones, mientras que en la zona positiva no encontramos electrones.

Cuando la batería está en funcionamiento, se produce un flujo de electrones que va desde el terminal negativo hacia el terminal positivo. Esto es lo que se conoce como corriente eléctrica.

Ejemplos de reacciones redox en la industria

Uno de los ejemplos más importantes de las reacciones redox en la industria es, como hemos visto en el apartado anterior, la purificación de sustancias. Veamos el caso de la plata (Ag):

En la naturaleza, es común encontrar el sulfuro de plata; pero, generalmente, nosotros buscamos la plata pura. Gracias a una reacción redox de sustitución, en la que el sulfuro de plata reacciona con el aluminio, podemos obtener plata pura y sulfuro de aluminio.

La reacción es la siguiente:

$$3Ag_{2}S+2Al\rightarrow 6Ag+Al_{2}S_{3}$$

Otro ejemplo relevante de las reacciones redox en la industria es la electrodeposición.

La electrodeposición es un proceso químico en el que tenemos una disolución acuosa en la que podemos encontrar cationes metálicos; estos cationes son atraídos por un objeto conductor, de manera que crean una cap a que lo cubre totalmente.

Esta t écnica se utiliza para aportar una característica nueva a un objeto; por ejemplo, r esistencia a la corrosión. Este proceso es posible gracias a la corriente eléctrica que se aporta a la disolución para reducir los cationes y permitirles precipitarse sobre el objeto conductor.

Fig. 3: Electrodeposición del cobre sobre otro metal. Observa que se forma una fina capa de cobre por encima del metal que se encuentra por debajo. Esto permite conferirle las características físicas del cobre al metal que se encuentra por debajo.

Reacciones redox en la industria - Puntos clave

Una reacción redox implica la transferencia de electrones de una especie a otra. En una reacción redox, el estado de oxidación de dos especies cambia: una se reduce (disminuye) y otra se oxida (aumenta).

El estado de oxidación (también llamado número de oxidación) corresponde al número de electrones que una especie dará o recibirá durante el enlace.

El método de equilibrio de semirreacciones se utiliza para equilibrar reacciones redox. Una reacción redox se divide en la semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción. Estas semirreacciones se equilibran individualmente y, luego, se recombinan en la ecuación equilibrada completa.

Las reacciones redox tienen numerosas aplicaciones que son imprescindibles en nuestra vida cotidiana. Algunos ejemplos son:

Generación de electricidad.

Purificación de sustancias.

Funcionamiento de pilas.

Funcionamiento de baterías.

La electrodeposición es un proceso químico en el que tenemos una disolución acuosa en la que podemos encontrar cationes metálicos; estos cationes son atraídos por un objeto conductor, de manera que crean una capa que lo cubre totalmente.

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Reacciones Redox en la Industria: Curso | StudySmarter

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Reacciones Redox en la Industria: ✓Concepto ✓Ejemplos ✓Farmacéutica ✓Ejercicios ✓Aplicaciones | StudySmarter Original

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Comenta en este post los resultados obtenidos en tu práctica de laboratorio: determinación de la concentración de una disolución de FeSO4 por permanganimetría.

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A través de la aplicación Plickers, una vez trabajadas las aplicaciones de los procesos redox, vamos a realizar un cuestionario para evaluar lo aprendido. 

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Teorías ácido-base. Fuerza relativa de los ácidos y bases. Equilibrio iónico del agua. Concepto de pH. Volumetrías de neutralización ácido-base. Indicadores ácido-base. Hidrólisis de sales. Disoluciones reguladoras. Ácidos y bases relevantes.

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Objetivo de aprendizaje

Conocer los múltiples usos de los ácidos y bases comunes.

Antiácidos: Un remedio básico

Figura\(\PageIndex{1}\). Los antiácidos están disponibles sin receta y se toman por vía oral para aliviar rápidamente la acidez estomacal ocasional, el síntoma principal de la enfermedad por reflujo gastroesofágico y también la indigestión. El tratamiento solo con antiácidos es sintomático y solo se justifica por síntomas menores.

Los antiácidos contienen iones alcalinos que neutralizan químicamente el ácido gástrico estomacal, reduciendo el daño y aliviando el dolor. Por ejemplo, Tums es un antiácido de uso muy común que se puede comprar sobre el mostrador. Otros antiácidos, como Alka Seltzer, funcionan de manera similar. A continuación, se muestran el mecanismo y los productos de reacción en los que el carbonato de calcio (el ingrediente activo en Tums) neutraliza el HCl en una simple reacción de transferencia de protones.

CaCo ₃ (s) + HCl (ac) → H ₂ CO ₃ (ac) + CaCl ₂ (aq)

Después de esta reacción ácido-base, el ácido carbónico se degrada rápidamente en CO ₂ y H ₂ O.

H CO ₂ CO ₃ (aq) → ₂ (g) + H ₂ O (l)

Figura \(\PageIndex{1}\) Una comparación de un padecimiento saludable con ERGE. I

mage usado con permiso (Cc BY-SA 4.0; BruceBlaus.

Bajo el nombre genérico algeldrato, el hidróxido de aluminio se utiliza como antiácido. Se prefiere el hidróxido de aluminio sobre otras alternativas como el bicarbonato de sodio porque Al (OH) ₃, al ser insoluble, no aumenta el pH del estómago por encima de 7 y por lo tanto, no desencadena la secreción de exceso de ácido estomacal. Las marcas incluyen Alu-Cap, Aludrox, Gaviscon y Pepsamar. En 2016 Gaviscon fue uno de los medicamentos de venta libre de marca más vendidos en Gran Bretaña, con ventas de 62 millones de libras esterlinas. Reacciona con exceso de ácido en el estómago, reduciendo la acidez del contenido estomacal, lo que puede aliviar los síntomas de úlceras, acidez estomacal o dispepsia. Dichos productos pueden causar estreñimiento, debido a que los iones de aluminio inhiben las contracciones de las células del músculo liso en el tracto gastrointestinal, ralentizando la peristalsis y alargando el tiempo necesario para que las heces pasen por el colon. Algunos de estos productos están formulados para minimizar dichos efectos mediante la inclusión de concentraciones iguales de hidróxido de magnesio o carbonato de magnesio, los cuales tienen efectos laxantes de contrapeso.

Los antiácidos son distintos de los fármacos reductores de ácido como los antagonistas del receptor H2 o los inhibidores de la bomba de protones y no matan a la bacteria Helicobacter pylori, que causa la mayoría de las úlceras. La ranitidina (Zantac), la famotidina (Pepcid AC) y la cimetidina (Tagamet) pertenecen a una clase de medicamentos llamados bloqueadores H ₂. Disminuye la cantidad de ácido que se produce en el estómago y se utilizan para tratar las úlceras; la enfermedad por reflujo gastroesofágico (ERGE), una afección en la que el flujo hacia atrás de ácido desde el estómago provoca acidez estomacal y lesiones del tubo de alimentos (esófago); y afecciones donde el estómago produce demasiado ácido, como Zollinger -Síndrome de Ellison. Estos medicamentos de venta libre se utilizan para prevenir y tratar los síntomas de acidez estomacal asociados con la indigestión ácida y el estómago agrio. El omeprazol (Prilosec) también funciona al disminuir la cantidad de ácido que se produce en el estómago y pertenece a una clase de medicamentos llamados inhibidores de la bomba de protones.

Ácidos y Bases en la Industria y en el Hogar

Ácidos Comunes

No debería ser difícil para ti nombrar varios ácidos comunes, pero es posible que encuentres que enumerar bases es solo un poco más difícil. Aquí hay una lista parcial de algunos ácidos comunes, junto con algunas fórmulas químicas:

Nombre común

Usos

ácido clorhídrico, HCl

ácido muriático (utilizado en piscinas) y ácido estomacal

Se utiliza en la limpieza (refinación) de metales, en el mantenimiento de piscinas, y para la limpieza del hogar.

ácido sulfúrico, H ₂ SO ₄

Se utiliza en baterías de automóviles, y en la fabricación de fertilizantes.

ácido nítrico, HNO ₃

Utilizado en la fabricación de fertilizantes, explosivos y en extracción de oro.

ácido acético, HC ₂ H ₃ O ₂

vinagre

Ingrediente principal en vinagre.

ácido carbónico, H ₂ CO ₃

responsable del "fiz" en bebidas carbonatadas

Como ingrediente en bebidas carbonatadas.

ácido cítrico, C ₆ H ₈ O ₇

Utilizado en alimentos y suplementos dietéticos. También se agrega como acidulante en cremas, geles, líquidos y lociones.

ácido acetilsalicílico, C ₆ H ₄ (OCOCH ₃) CO ₂ H

aspirina

El ingrediente activo en la aspirina.

Ácido clorhídrico

El ácido clorhídrico es un ácido mineral fuerte y corrosivo con muchos usos industriales. Una de las aplicaciones más importantes del ácido clorhídrico es en el decapado de acero, para eliminar óxido o incrustaciones de óxido de hierro del hierro o acero antes de su posterior procesamiento. Otro uso importante del ácido clorhídrico es en la producción de compuestos orgánicos, como el cloruro de vinilo y el dicloroetano para PVC. Otros compuestos orgánicos producidos con ácido clorhídrico incluyen bisfenol A para policarbonato, carbón activado y ácido ascórbico, así como numerosos productos farmacéuticos. Otros compuestos inorgánicos producidos con ácido clorhídrico incluyen sal de aplicación en carretera, cloruro de calcio, cloruro de níquel (II) para galvanoplastia y cloruro de zinc para la industria de galvanización y producción de baterías.

Ácido sulfúrico

El ácido sulfúrico es un producto químico muy importante, y de hecho, la producción de ácido sulfúrico de una nación es un buen indicador de su fuerza industrial. La producción mundial en el año 2004 fue de alrededor de 180 millones de toneladas, con la siguiente distribución geográfica: Asia 35%, Norteamérica (incluido México) 24%, África 11%, Europa Occidental 10%, Europa Oriental y Rusia 10%, Australia y Oceanía 7%, Sudamérica 7%. La mayor parte de esta cantidad (≈ 60%) se consume para fertilizantes, particularmente superfosfatos, fosfato de amonio y sulfatos de amonio. Alrededor del 20% se utiliza en la industria química para la producción de detergentes, resinas sintéticas, colorantes, productos farmacéuticos, catalizadores de petróleo, insecticidas y anticongelantes, así como en diversos procesos como acidificación de pozos de petróleo, reducción de aluminio, apresto de papel, tratamiento de agua. Alrededor del 6% de los usos están relacionados con pigmentos e incluyen pinturas, esmaltes, tintas de impresión, telas recubiertas y papel, y el resto se dispersa en multitud de aplicaciones como la producción de explosivos, celofán, textiles de acetato y viscosa, lubricantes, metales no ferrosos y baterías.

Figura\(\PageIndex{2}\): Gotas de ácido sulfúrico concentrado descomponen rápidamente un trozo de toalla de algodón por deshidratación. (CC BY-SA 3.0; Caminante Tóxico).

Debido a que la hidratación del ácido sulfúrico es termodinámicamente favorable (y es altamente exotérmica) y la afinidad del mismo por el agua es suficientemente fuerte, el ácido sulfúrico es un excelente agente deshidratante. El ácido sulfúrico concentrado tiene una propiedad deshidratante muy poderosa, eliminando el agua (\(\ce{H2O}\)) de otros compuestos incluyendo el azúcar y otros carbohidratos y produciendo carbono, calor, vapor. El ácido sulfúrico se comporta como un ácido típico en su reacción con la mayoría de los metales al generar gas hidrógeno (Ecuación\ ref {Eq1}).

Ácido nítrico

El ácido nítrico (\(\ce{HNO3}\)) es un ácido mineral altamente corrosivo y también se usa comúnmente como un agente oxidante fuerte. Normalmente se considera que el ácido nítrico es un ácido fuerte a temperatura ambiente. El principal uso industrial del ácido nítrico es para la producción de fertilizantes. El ácido nítrico se neutraliza con amoníaco para dar nitrato amónico. Esta aplicación consume entre el 75 y el 80% de los 26 millones de toneladas que se producen anualmente (1987). Las otras aplicaciones principales son para la producción de explosivos, precursores de nylon y compuestos orgánicos especiales.

Figura\(\PageIndex{3}\): Quemadura de segundo grado por ácido nítrico. (CC BY-SA 3.0; Alcamán).

Usos

hidróxido de sodio, NaOH
(lejía o sosa cáustica)

Se utiliza en la fabricación de jabones y detergentes y como ingrediente principal en limpiadores de hornos y desagües.

hidróxido de potasio, KOH
(lejía o potasa cáustica)

Utilizado en la producción de jabones líquidos y jabones blandos. Se utiliza en pilas alcalinas.

hidróxido de magnesio, Mg (OH) ₂
(leche de magnesia)

Se usa como ingrediente en laxantes, antiácidos y desodorantes. También se utiliza en la neutralización de aguas residuales ácidas.

hidróxido de calcio, Ca (OH) ₂
(cal desactivada)

Se utiliza en la fabricación de cemento y agua de cal. También, agregado para neutralizar el suelo ácido.

hidróxido de aluminio

Utilizado en la purificación de agua y como ingrediente en antiácidos.

amoníaco, NH ₃

Utilizado como un bloque de construcción para la síntesis de muchos productos farmacéuticos y en muchos productos de limpieza comerciales. Utilizado en la fabricación de fertilizantes.

Hidróxido de Sodio

El hidróxido de sodio, también conocido como lejía y sosa cáustica, es un compuesto inorgánico con fórmula\(\ce{NaOH}\).

Es una base fuerte popular utilizada en la industria. Alrededor del 56% del hidróxido de sodio producido es utilizado por la industria, 25% del cual se utiliza en la industria papelera. El hidróxido de sodio también se utiliza en la fabricación de sales y detergentes de sodio, regulación del pH y síntesis orgánica. Se utiliza en el proceso Bayer de producción de aluminio. A granel, la mayoría de las veces se maneja como una solución acuosa, ya que las soluciones son más baratas y más fáciles de manejar.

El hidróxido de sodio se utiliza en muchos escenarios donde es deseable aumentar la alcalinidad de una mezcla, o neutralizar los ácidos.

Figura\(\PageIndex{4}\) Muestra de hidróxido de sodio en forma de pellets en una vela de reloj. (Dominio público; Walkerma).

Hidróxido de Calcio

El hidróxido de calcio (tradicionalmente llamado cal desactivada) es un compuesto inorgánico con la fórmula química\(\ce{Ca(OH)2}\). Es un cristal incoloro o polvo blanco. Tiene muchos nombres, incluyendo cal hidratada, cal cáustica, lima para constructores, lima apacada, cal o lima decapante.

Una aplicación significativa del hidróxido de calcio es como floculante, en el tratamiento de aguas y aguas residuales. También se utiliza en el tratamiento de agua dulce para elevar el pH del agua para que las tuberías no se corroan donde el agua base es ácida, porque es autorreguladora y no eleva demasiado el pH.

También se utiliza en la preparación de gas amoníaco (NH ₃), utilizando la siguiente reacción:

Ca (OH) ₂ + 2NH ₄ Cl → 2NH ₃ + CaCl ₂ + 2H ₂ O

Otra gran aplicación es en la industria papelera, donde es un intermedio en la reacción en la producción de hidróxido de sodio. Debido a su baja toxicidad y la suavidad de sus propiedades básicas, la cal ahumada es ampliamente utilizada en la industria alimentaria:

Amoníaco

El amoníaco es un compuesto de nitrógeno e hidrógeno con la fórmula\(\ce{NH3}\) y es un gas incoloro con un olor acre característico. Es el producto activo de las "sales olorosas", y puede revivir rápidamente los débiles de corazón y la luz de la cabeza. Aunque es común en la naturaleza y en uso amplio, el amoníaco es a la vez cáustico y peligroso en su forma concentrada.

A nivel mundial, aproximadamente 88% (a partir de 2014) del amoníaco se utiliza como fertilizantes ya sea como sus sales, soluciones o anhidrousamente. Cuando se aplica al suelo, ayuda a proporcionar mayores rendimientos de cultivos como el maíz y el trigo. El 30% del nitrógeno agrícola aplicado en EU es en forma de amoníaco anhidro y en todo el mundo se aplican 110 millones de toneladas cada año. El amoníaco también es un bloque de construcción para la síntesis de muchos productos farmacéuticos y se utiliza en muchos productos de limpieza comerciales.

Resumen

Los ácidos y bases comunes tienen muchos y diversos usos en la industria y en la vida diaria.

Colaboradores y Atribuciones

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7.8: Ácidos y Bases en la Industria y en la Vida Diaria

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Objetivo de aprendizaje Conocer los múltiples usos de los ácidos y bases comunes. Los antiácidos contienen iones alcalinos que neutralizan químicamente el ácido gástrico estomacal, reduciendo el daño y aliviando el dolor. Por ejemplo, Tums es un antiácido de uso muy común que se puede comprar sobre el mostrador.

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A través de este formulario vas a conocer lo que has aprendido sobre la importancia y los efectos de los ácidos y las bases en nuestra vida. 

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Comenta en este post la concentración de la disolución problema obtenida con la valoración ácido-base y el indicador utilizado y los colores en cada medio.

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Vamos a analizar tres muestras de aguas: agua de la marisma, agua de la ría y agua del mar, todas ellas de la zona de El Rompido. 

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Cada grupo ha de recoger estas tres muestras y llevarlas al laboratorio en el día indicado.

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ORGANIZACIÓN DE LA PRÁCTICA: MAPA MENTAL. 

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ORGANIZACIÓN DE LA PRÁCTICA: MAPA MENTAL. 

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Para organizar y determinar el material y los reactivos que necesitas así como los datos teóricos, siguiendo el enlace vais a realizar por grupos un mapa mental de las experiencias planteadas para el laboratorio.

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MindMeister: Online Mind Mapping and Brainstorming

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Create, share and collaboratively work on mind maps with MindMeister, the leading online mind mapping software. Includes apps for iPhone, iPad and Android.

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Cómo escribir un artículo científico por primera vez | Psiquiatría Biológica

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El objetivo último de un investigador es dar a conocer sus hallazgos a la comunidad

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Calaméo - Publishing Platform for Documents and Magazines

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