Temas 56 y 57

Francisco Javier Montiel Tosso
Jose Antonio Montiel Tosso

Temario de oposiciones
FÍSICA Y QUÍMICA III

Temario de oposiciones de FÍSICA Y QUÍMICA
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TEMARIO DE OPOSICIONES DE
FÍSICA Y QUÍMICA
VOLUMEN III

Actualización 2019-2020
Autores: Jose Antonio Montiel Tosso y Francisco Javier Montiel Tosso
Edita: Educàlia Editorial, S.L.
ISBN: 978-84-17734-31-2
Depósito legal: V-598-2019
Printed in Spain/Impreso en España.
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TEMARIO FÍSICA Y QUÍMICA | VOLUMEN III
ÍNDICE DE TEMAS
VOLUMEN III
50.- Cinética de las reacciones químicas. Teoría de choques moleculares y teoría del estado de transición.
Velocidad de reacción y factores de los que depende. Métodos prácticos para su determinación.
51.- Características de los fenómenos catalíticos y efecto sobre la energía de activación. Aplicaciones de
la industria. Naturaleza y propiedades catalíticas de las enzimas.
52.- Energía y transformaciones químicas. Ecuaciones termoquímicas. Métodos para el cálculo de calores
de reacción.
53.- Entropía de un sistema químico. Energía libre de Gibbs y espontaneidad de las reacciones químicas.
Relación entre la variación de la energía libre y el equilibrio químico.
54.- Equilibrio químico. Constante de equilibrio. Modificaciones externas de los equilibrios. Equilibrios
heterogéneos.
55.- Ácidos y bases. Teorías. Medidas del pH. Indicadores. Procedimientos para la realización
experimental de una curva de valoración ácido-base. Hidrólisis. Soluciones amortiguadoras. Lluvia ácida y
contaminación.
56.- Ácidos inorgánicos de importancia industrial. Obtención, estructura, propiedades y aplicaciones.

Normas de seguridad en el uso y transporte de ácidos.
57.- Conceptos de oxidación y reducción. Reacciones redox. Algún proceso redox de interés industrial
(pilar y cubas electrolíticas, corrosión y formas de evitarla, metalurgia y siderurgia).
58.- Principales procesos químicos en el agua y en el aire. Influencia en el medio ambiente. El agua,
recurso limitado: contaminación y depuración. Procedimientos para determinar la contaminación del agua
y del aire.
59.- Química del carbono. Estructura y enlaces del carbono. Nomenclatura. Isomería. Comprobación
experimental de la actividad óptica.
60.- Tipos de reacciones orgánicas. Mecanismos de reacción. Análisis de casos característicos.
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61.- Métodos utilizados en la identificación de compuestos orgánicos: análisis cualitativo y cuantitativo.

Análisis estructural por métodos espectrográficos.
62.- Hidrocarburos. Características, nomenclatura, obtención y propiedades. Identificación en el laboratorio

de alquenos y alquinos.
63.- Química del petróleo. Productos derivados y su utilidad en el mundo actual. Contaminación derivada
de su uso y normativa vigente. Comparación, en su utilización como combustible, con el gas y el carbón.
64.- Funciones oxigenadas y nitrogenadas. Características, nomenclatura, obtención y propiedades.

Comprobación de sus principales propiedades en el laboratorio. Importancia industrial.
65.- Compuestos aromáticos. El benceno: estructura, obtención y propiedades. Otros compuestos

aromáticos de interés industrial.
66.- Compuestos orgánicos de importancia biológica. Composición química y función biológica. Los
alimentos y la salud.
67.- Polímeros naturales. Propiedades y aplicaciones. Métodos de obtención de polímeros sintéticos.

Utilización en el mundo actual y problemas de reciclado.
68.- Las rocas y los minerales fundamentales del relieve español, propiedades e importancia económica.
Geomorfología. El modelado del relieve y los factores que lo condicionan. El sueldo, componentes,
destrucción y recuperación.
69.- El origen de la Tierra. Estructura y composición de la Tierra. Las teorías orogénicas. La deriva
continental. Interpretación global de los fenómenos geológicos a la luz de la teoría de la tectónica de
placas.
70.- La tierra un planeta en continuo cambio. Los fósiles como indicadores. El tiempo geológico.
Explicaciones históricas al problema de los cambios. La evolución, mecanismos y pruebas.
71.- El origen de la vida. La teoría celular. La base química de la vida. La célula y sus orgánulos. Las
necesidades energéticas, respiración celular y fotosíntesis. La división celular. Los cromosomas y la
transmisión de la herencia. Las mutaciones. La sensibilidad celular. Los seres unicelulares.
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72.- Los seres pluricelulares. La nutrición autótrofa y heterótrofa. La reproducción sexual y asexual. La
percepción de estímulos y la elaboración de respuestas. La diversidad de los seres vivos: los grandes
modelos de organización de vegetales y animales. Importancia de los animales y plantas en la vida
cotidiana.
73.- Ecología. Poblaciones, comunidades y ecosistemas. Componentes e interacciones en un ecosistema.

Funcionamiento y autorregulación del ecosistema. Los principales problemas ambientales y sus
repercusiones políticas, económicas y sociales. La educación ambiental.
74.- La salud y al enfermedad. La nutrición y la alimentación humanas. La reproducción y la sexualidad

humanas. La relación y la coordinación humana. La salud mental. Los principales problemas sanitarios de
la sociedad actual. Los estilos de vida saludables.
75.- El trabajo experimental en el área de ciencias. Utilización del laboratorio escolar. Normas de
seguridad.
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TEMA 56 TEMARIO FÍSICA Y QUÍMICA | VOLUMEN III
ÁCIDOS INORGÁNICOS DE
IMPORTANCIA INDUSTRIAL
0. Introducción.
1. Obtención, estructura, propiedades y
aplicaciones.
1.1. Ácidos de los halógenos.
1.2. Ácidos del azufre.
1.3. Ácidos del nitrógeno.
1.4. Ácidos del fósforo.
1.5. Ácidos del carbono.
2. Normas de seguridad en el uso y
transporte de ácidos.
3. Conclusión.
0. INTRODUCCIÓN
Los ácidos inorgánicos o minerales constituyen un nutrido grupo de sustancias de mucho
interés desde el punto de vista de la industria química, debido a sus variadas aplicaciones. Sus
propiedades son conocidas desde antiguo, como lo demuestran las referencias al empleo del
“aceite de vitriolo”, nombre por el que se conocía al ácido sulfúrico, en muchos tratamientos.
A este tipo de ácidos nos referiremos en el presente tema, es decir, estudiaremos los
compuestos clasificados como ácidos desde un concepto clásico y no incluiremos a otros, como el
cloruro de aluminio, que, por ejemplo interviene en muchas reacciones orgánicas como
catalizador ácido de Lewis, un concepto mucho más amplio de la acidez.
Por lo tanto, describiremos la obtención, estructura, propiedades y aplicaciones de los
principales ácidos de interés industrial, agrupándolos según las correspondientes familias y
elementos de la tabla periódica (ácidos de los halógenos, del azufre, del nitrógeno, del fósforo y
del carbono), finalizando con una revisión de las normas de seguridad que regulan el uso industrial
y el transporte de los mismos.
1. OBTENCIÓN, ESTRUCTURA, PROPIEDADES Y APLICACIONES
1.1. ÁCIDOS DE LOS HALÓGENOS
De las combinaciones de los halógenos, los compuestos binarios hidrogenados son los
llamados haluros de hidrógeno y tienen gran interés como ácidos, pues de hecho se les conoce
también como ácidos hidrácidos. Junto a ellos, los elementos de dicha familia también forman
oxiácidos, con hidrógeno y oxígeno en su composición.
Vamos, en primer lugar, a referirnos a los llamados hidrácidos. Su fórmula general es HX,
aunque en el caso del fluoruro de hidrógeno las moléculas sean H2F2 como corresponde a la masa
molecular de la sustancia gaseosa (dímero) a temperatura ambiente. Normalmente, sólo las
disoluciones acuosas de estos haluros se llamaban ácidos, (fluorhídrico, clorhídrico, bromhídrico,
yodhídrico), nombrándose como halogenuros de hidrógeno en estado gaseoso. Las acciones
químicas de los hidrácidos se pueden dividir en dos grupos: las debidas a las propiedades ácidas
del ión H+ (H3O+) y las correspondientes al carácter reductor del ión haluro X–.
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La fuerza de estos ácidos aumenta a medida que lo hace el tamaño del halógeno (aumento
del número atómico), aunque pudiera parecer lo contrario, puesto que la variación del carácter
iónico es justamente la opuesta. Sin embargo, debe recordarse que la fuerza de un ácido se mide
por la facilidad con la que el protón puede separarse del otro elemento con el que está
combinado. La debilidad del enlace se debe al aumento del tamaño del halógeno, que ejerce un
efecto contrario y mayor a la disminución del carácter iónico y que, por lo tanto, se traduce en el
aumento de la acidez. Así, el HI es un ácido mucho más fuerte que el HF.
Excepto el HF, todos los halogenuros de hidrógeno son gases a temperatura ambiente, son
incoloros y de olor irritante, muy solubles en agua. En disolución acuosa son ácidos muy fuertes,
salvo HF, cuya constante de disociación es del orden de 10–4. Pueden obtenerse por combinación
directa de los elementos, aunque es muy frecuente su preparación al tratar un halogenuro con un
ácido no volátil y no oxidante como el fosfórico: X2 (g) + H2 (g) → 2 HX (g)
NaX (aq) + H3PO4 (aq) → NaH2PO4 (aq) + HX (aq)
• Ácido fluorhídrico
- Obtención.
Por calentamiento de hidrogenofluoruro de sodio o potasio (o fluoruro ácido de sodio o
Δ
potasio se obtiene HF seco: 2NaF2 (s) ⎯ ⎯→ 2 NaF (s) + H2F2 (g)
Cuando se quiere obtener en disolución acuosa se aprovecha la acción del ácido sulfúrico
concentrado sobre el fluoruro de calcio: CaF2 (s) + H2SO4 (aq) → CaSO4 (aq) + H2F2 (aq)
La reacción se efectúa en retortas de plomo, hierro colado o platino. En otros recipientes del
mismo material, con agua destilada o ácido fluorhídrico diluido, se absorbe el gas procedente de
las retortas. El ácido ataca al vidrio, por lo que la disolución se conserva en vasijas de plomo,
caucho, cera o baquelita.
- Estructura.
En estado sólido se presenta en cadenas con un número ilimitado de moléculas unidas en
zigzag y una elevada energía de enlace H–F.
En estado líquido también existe asociación molecular (enlace por puente de hidrógeno) lo
que justifica el punto de ebullición más elevado que el resto de los hidrácidos. A temperaturas
elevadas el número de moléculas asociadas va disminuyendo hasta quedar en HF únicamente.
- Propiedades.
Lo más significativo de sus propiedades es la formación de puentes de H, que lo distingue del
resto de HX, así como su poca conductividad eléctrica.
El fluoruro de hidrógeno puro y anhidro es líquido por debajo de 19,4°C, muy soluble en agua.
Si se hierve una disolución concentrada de ácido fluorhídrico el vapor que se desprende es más
rico que en ácido y la disolución se va empobreciendo, pero si lo que se hierve es la disolución
diluida, el vapor que escapa es menos rico en ácido, por lo que la disolución se va concentrando.
En cualquier caso se llega a una disolución acuosa que contiene un 43,2 % de ácido H2F2, y que
hierve a temperatura constante. Es lo que llamamos mezcla azeotrópica o azeótropo.
El fluoruro de hidrógeno es humeante al aire en presencia de humedad, formando una niebla
compuesta de gotas líquidas de una disolución acuosa de la sustancia.
Como ácido, el fluoruro de hidrógeno es bastante débil, mucho menos activo que el ácido
clorhídrico y los otros hidrácidos. Sin embargo, una disolución concentrada de ácido fluorhídrico, en
contacto con la piel, produce graves quemaduras.
Reacciona lentamente con muchos metales, óxidos metálicos y carbonatos para dar
fluoruros. Siendo la propiedad química más característica su acción sobre el SiO2 (sílice, arena) y el
vidrio (una mezcla de silicatos), produciendo tetrafluoruro de silicio gaseoso.
El fluoruro de hidrógeno no tiene ninguna acción reductora, como cabe esperar del
potencial de reducción del par: F2 + 2 e– → 2 F–, el de mayor valor conocido.
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- Aplicaciones.
Se emplea en el análisis químico de rocas y minerales de silicio y la grabación del vidrio. El
ácido fluorhídrico gaseoso reacciona con el vidrio y produce en él una superficie mate o
esmerilada mientras que la disolución da un grabado liso. El objeto (un termómetro o tubo
graduado) se recubre de parafina o cera y se marcan las rayas o dibujos, introduciéndose el
conjunto en el ácido con lo cual éste ataca solamente las zonas descubiertas.
También se utiliza en síntesis orgánica, pues es capaz de disolver distintos productos (éteres,
cetonas, aminas) sin reacción. Los hidrocarburos aromáticos se pueden nitrar y sulfonar con
efectividad utilizando disoluciones de nitrato potásico o sulfato potásico en fluoruro de hidrógeno
anhidro. Se usa también en la obtención de aluminio, en el tratamiento del uranio y como
antiséptico en las industrias del alcohol y de la cerveza.
• Ácido clorhídrico
- Obtención.
Es un compuesto conocido desde muy antiguo, preparándose por primera vez en 1644. Su
composición es HCl y no forma dímeros como el compuesto similar de flúor. Un procedimiento muy
común es obtenerlo por el ataque directo de hidrógeno sobre el cloro, los gases que aparecen
como subproductos de la electrolisis del cloruro sódico para la preparación de sosa cáustica.
Otro procedimiento usual en el laboratorio es obtenerlo por el ataque del ácido sulfúrico
sobre la sal común: NaCl (s) + H2SO4 (aq) → NaHSO4 (aq) + HCl (g)
Al ser el gas prácticamente insoluble en el sulfúrico la reacción es casi completa.
- Estructura.
La molécula de HCl es un monómero formado por un enlace covalente sencillo por
compartición de un par de electrones entre sus componentes: H–Cl. Tiene una alta estabilidad
aunque en presencia de agua se acentúa el carácter polar de la molécula.
- Propiedades.
El cloruro de hidrógeno es un gas incoloro de olor fuerte e irritante y de sabor agrio. Puede ser
licuado con facilidad sometiéndolo a una presión de 40 atmósferas. En disolución acuosa forma
una mezcla azeotrópica con un contenido en cloruro de hidrógeno del 20,2 %. El compuesto
gaseoso es muy estable, de tal manera que la disociación es despreciable, incluso a temperaturas
de 1500 °C.
La gran solubilidad en agua hace que en estado gaseoso humee en aire húmedo, por formar
una niebla de gotitas de solución acuosa de HCl de forma similar al HF.
El cloruro de hidrógeno es un compuesto covalente, hasta tal punto que en estado líquido y
anhidro no conduce la corriente eléctrica, lo que quiere decir que no está autoionizado. Sin
embargo, en disolución acuosa se ioniza prácticamente en un 100 % con lo que se le tiene por un
ácido fuerte y así reacciona con los óxidos e hidróxidos metálicos formando los correspondientes
cloruros y con los metales activos, desprendiendo hidrógeno:
2 HCl (aq) + 2 M (s) → 2 MCl (aq) + H2 (g)
Y desplazará de sus sales a los ácidos más débiles:
HCl (aq) + MNO2 (s) → MCl (aq) + HNO2 (aq)
En estado anhidro, sin embargo, algunas de estas reacciones no se producen, por ejemplo, el
ataque al metal cinc, pero basta una pequeña cantidad de agua para que la reacción se inicie.
En caliente sí se combina con metales más activos, como el hierro o el aluminio, constituyendo un
excelente método de obtención de los correspondientes cloruros anhidros. Cuando se puede dar
lugar a más de un cloruro, se forma aquél en que el elemento actúa con valencia menor. En
general, los cloruros son solubles en agua excepto los de plata, plomo (II), mercurio (I), cobre (I) y
talio (I), lo cual tiene aplicaciones analíticas.
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- Aplicaciones.
El ácido clorhídrico es el que sigue al sulfúrico en importancia industrial, siendo muy numerosas
sus aplicaciones. Entre ellas citaremos su empleo como catalizador en el proceso de hidrólisis del
almidón para obtener glucosa, alcohol, etc., en la preparación de cloruros metálicos, en la
industria textil para colorantes, en preparación de productos farmacéuticos, en los baños de
decapado para eliminar el óxido de las chapas de hierro antes de proceder al galvanizado,
esmaltado o cualquier otro recubrimiento y como reactivo general de laboratorio.
Mezclado con ácido nítrico en la proporción 3:1 forma el agua regia, de extraordinario poder
oxidante y cuyo nombre alude a su ataque a los metales nobles.
• Oxoácidos
Citaremos como más importantes el ácido clórico y el perclórico.
El ácido clórico se prepara por la acción del ácido sulfúrico sobre clorato de bario, es un
oxidante fuerte y de sus sales destaca el clorato potásico que se obtiene por electrolisis del cloruro
potásico. Se suele usar el ácido clórico como catalizador de la reacción de polimerización del
acrilonitrilo y el clorato potásico como oxidante, en la fabricación de cerillas, cohetes, en pastillas
para afecciones de la garganta y pastas de dientes.
El ácido perclórico es el ácido más fuerte que se conoce. Se suele preparar por reacción de
perclorato potásico con ácido sulfúrico ambos diluidos y destilando la mezcla a presión reducida.
También se obtiene por electrolisis de disoluciones concentradas de hipoclorito potásico con
ánodos de platino. Se suele usar como oxidante, catalizador, electropulimentador, explosivos, etc.
1.2. ÁCIDOS DEL AZUFRE
Se conocen gran número de oxiácidos del azufre, de los que en algunos casos sólo han
podido aislarse sus sales. De todos ellos, los más importantes son el ácido sulfuroso, H2SO3, que se
conoce solamente en disolución, y el ácido sulfúrico, H2SO4, siendo este último el más relevante a
nivel industrial de todos los ácidos inorgánicos. También haremos una breve reseña sobre el
sulfhídrico, H2S.
• Ácido sulfúrico
El ácido sulfúrico era conocido por los antiguos alquimistas y lo preparaban calentando
sulfatos naturales a elevada temperatura y disolviendo en agua el trióxido de azufre así formado. Su
consumo fue considerado durante mucho tiempo como un baremo del índice de industrialización y
desarrollo de un país. Dada su extraordinaria importancia, merece un tratamiento muy especial.
- Obtención.
Dos son los grandes procedimientos que se siguen: el de las cámaras de plomo y el método
de contacto. En esencia, cualquier método tiene tres etapas:
I) Obtención de dióxido de azufre por tostación de piritas o por combustión de azufre:
FeS (s) + O2 (g) → SO2 (g) + FeO (s)
S(s) + O2 (g) → SO2 (g)
II) Conversión del dióxido en trióxido: SO2 (g) + ½ O2 (g) → SO3 (g)
III) Obtención del ácido: SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (aq)
El método de las cámaras de plomo posee un rendimiento teórico superior al 95 % y
proporciona un ácido moderadamente concentrado. El método consta ciertas unidades básicas,
como son:
– Hornos de tostación de piritas.
– Cámaras de separación de sólidos.
– Torre de Glover, de unos 8 a 10 m de altura y unos 4 m de diámetro, donde tiene lugar la
mezcla de los gases de tostación, los óxidos de nitrógeno y los catalizadores.
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– Cámaras de plomo en las que se forma el ácido propiamente dicho.

– Torre de Gay–Lussac, donde ocurre la recuperación de los óxidos de nitrógeno arrastrados
por los gases.
– Generador de vapor de agua y compresor de aire que acciona las bombas para que
circule el ácido sulfúrico.
El SO2 se obtiene por tostación de las piritas de hierro (FeS2) en el horno correspondiente, y se
introduce, mezclado con aire, en la torre de Glover, donde se pone en contacto con la llamada
mezcla nitrosa (H2SO4 + NO + NO2), que es enviada desde la torre de Gay–Lussac, liberándose
óxidos de nitrógeno que originan el sulfato ácido de nitrosilo, H(NO)SO4 (l). Esta sustancia es
arrastrada hacia las zonas más frías, en la cámara de plomo, descomponiéndose en la forma:
H(NO)SO4 + H2O → H2SO4 + NO + NO2.
2 SO2 + HNO3 + H2O → 2 H2SO4 + NO + NO2
La disolución obtenida debe concentrarse, lo cual se consigue por el método Gaillard, de tal
forma que el ácido se pulveriza en una torre mientras por la parte inferior se insuflan gases que
arrastran el agua hasta llegar a un ácido del 93–95 %. Para obtener el ácido común del 98 % se
suele tratar con oleum en la cantidad adecuada.
El método de contacto es el de uso más generalizado en países desarrollados. El fundamento
del mismo reside en la oxidación reversible del dióxido de azufre: 2 SO2 + O2 ⇌ SO3
Se usa como catalizador sólido platino y, modernamente, pentóxido de divanadio (V2O5) que
es más rentable y resistente a los envenenadores. El proceso lo podemos esquematizar de la
manera siguiente:
– Obtención del SO2 (ya se ha comentado).
– Purificación exhaustiva del gas obtenido para que se eliminen los posibles venenos del
catalizador (como los óxidos de arsénico para el caso del platino). Para ello se le hace pasar a
través de unas “cámaras de polvo” o precipitadores electrostáticos, torres de lavado y torres de
secado posterior, mediante el uso de contracorrientes de ácido sulfúrico concentrado.
– Oxidación del gas sulfuroso en una torre donde se encuentra el catalizador finamente
dividido sobre un soporte de sílice o kieselgur (tierra de diatomeas). Previamente, la mezcla de gas
y aire ha debido pasar por un cambiador de calor, donde alcanza una temperatura óptima para
un mayor rendimiento de la reacción reversible; ya que, la reacción del equilibrio de oxidación es
exotérmica y, según el principio de Le Chatelier, se debe realizar el proceso a temperaturas
relativamente bajas, en torno a los 400 °C.
– El trióxido de azufre pasa a otra torre donde se absorbe en ácido sulfúrico concentrado,
formando “oleum” o ácido sulfúrico fumante, que después se diluye a ácido sulfúrico de la
concentración deseada. El SO3 no se debe absorber sobre agua, porque se origina una niebla
compuesta de gotitas de ácido sulfúrico que se absorbe muy lentamente, mientras que sobre
ácido sulfúrico concentrado esta absorción tiene lugar rápidamente.
- Estructura.
El anión sulfato es un híbrido de resonancia entre estructuras tetraédricas como y otras que
implican una extensión de la covalencia del azufre hasta 5 ó 6 pares de electrones compartidos al
formar enlaces dobles con alguno de los átomos de O. La descripción mediante orbitales
moleculares se hace en términos de cuatro enlaces de tipo σ (de aquí la forma tetraédrica) y dos
enlaces de tipo π, deslocalizados.
- Propiedades.
El ácido sulfúrico puro es un líquido oleoso (aceite de vitriolo), incoloro, de densidad 1,834
g/cm3 a 15 °C, que se congela a 10,37 °C dando un sólido cristalino incoloro y que calentado
desprende humos, ya que se descompone en H2O y SO3.
Este ácido se mezcla con el agua en todas proporciones aunque hay que mantener ciertas
precauciones ya que disolver un mol de ácido en un volumen apreciable de agua desprende
nada menos que 23,54 Kcal. Para evitar la vaporización del agua y la consiguiente proyección de
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gotas con el peligro de quemaduras, se va añadiendo el ácido en pequeñas porciones sobre

bastante agua para que ésta vaya absorbiendo el calor desprendido. La enérgica combinación
con el agua da lugar a la formación de hidratos de los que el más común es el monocompuesto
H2SO4·H2O. El compuesto no sólo reacciona con el agua libre sino también con la que contienen
algunos materiales e incluso con el hidrógeno y oxígeno de la materia orgánica que los contiene
en la misma proporción que el agua, lo cual explica el hecho de la carbonización de la madera,
papel, azúcares, etc., cuando se ponen en contacto con el ácido sulfúrico concentrado.
Esta propiedad como deshidratante hace que se use para desecar precipitados, gases que
no se disuelvan en él y para eliminar el agua en procesos orgánicos como la nitración, fabricación
de colorantes, explosivos…
El ácido sulfúrico da todas las reacciones características de los ácidos, es decir, reacciona
con los óxidos e hidróxidos de los metales formando la sal correspondiente y ataca a los metales
que se encuentran por encima del hidrógeno en la serie de potenciales, desprendiendo este gas.
Es un ácido diprótico (o dibásico) fuerte y, en disolución diluida, experimenta una ionización
primaria casi total; la ionización secundaria es menos completa, como se observa por el valor de la
correspondiente constante de ionización, en torno a10–2.
Debido al elevado punto de ebullición del ácido sulfúrico, se utiliza para desplazar de sus
sales a ácidos que hierven a temperaturas más bajas, constituyendo, a veces, un excelente
procedimiento para obtenerlos, al menos en el laboratorio.
Una mezcla de ácido sulfúrico y de trióxido de azufre llamada ácido sulfúrico fumante u
oleum, conforma el llamado ácido pirosulfúrico H2S2O7, cuyas sales tienen bastante utilidad.
El ácido sulfúrico concentrado y en caliente es un buen oxidante y fuera de estas condiciones
no tiene un poder oxidante particularmente destacable. Los productos de la reducción pueden ser
el SO2, el H2S, e incluso S elemental, normalmente en estado de coloide, según las fuerzas relativas
de oxidante y reductor.
- Aplicaciones.
El carácter tan variado del ácido sulfúrico le hace interesante en determinadas reacciones
orgánicas, unas veces actúa como deshidratante, como es el caso de la obtención de alquenos
por deshidratación de alcoholes con ácido sulfúrico, y otras como catalizador ácido, como en el
caso de la esterificación de Fisher (formación de un éster a partir de un ácido carboxílico y un
alcohol). En algunas ocasiones su acción puede ser doble al catalizar determinados procesos,
como la sulfonación de hidrocarburos aromáticos, aprovechando además su poder deshidratante.
En esta reacción tiene lugar la formación del ión nitronio NO2+, que es el agente nitrante por
la acción coadyuvante del ácido sulfúrico, el cual, gracias a su poder deshidratante, va retirando
el agua que se produce.
Las aplicaciones del ácido sulfúrico son tan extensas e importantes que nos limitaremos a citar
sólo algunas destacables:
– Abonos. Una gran parte del ácido sulfúrico que se fabrica se destina a la obtención de los
fertilizantes, como son el sulfato amónico, sus derivados y los superfosfatos.
– Industrias químicas. El ácido sulfúrico se emplea como materia prima en la obtención de
numerosos productos químicos, como los ácidos clorhídrico y nítrico, sulfatos metálicos, carbonato
sódico, éteres, colorantes, productos farmacéuticos, desinfectantes, pinturas y pigmentos, síntesis
muy variadas (como las mencionadas antes), polímeros, etc.
– Industrias petroquímicas. Para eliminar diversas impurezas de muchas de las fracciones del
destilado del petróleo, tales como gasolinas, keroseno, disolventes, lubricantes y otros.
– Metalurgia. En esta industria el ácido sulfúrico se emplea, fundamentalmente, en el
decapado del acero, o sea, el tratamiento de eliminación de óxidos e impurezas previo a los
diversos recubrimientos.
– Otros usos. Como pueden ser la fabricación de seda artificial, plásticos de diversa
naturaleza, explosivos, acumuladores, etc.
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• Ácido sulfuroso
No se ha podido aislar como tal ácido puro aunque sí en disolución, disolviendo dióxido de
azufre en agua: SO2 + H2O ⇌ H2SO
Como vemos se trata de un ácido diprótico, que también puede aparecer por acidificación
de las disoluciones de sus sales, los sulfitos solubles. Tanto estos sulfitos como el ácido sulfuroso se
usan por su carácter reductor y así se utilizan como decolorantes, desinfectantes y preservadores
en las industrias del vino y de las conservas. El bisulfito cálcico se usa en la fabricación de la pasta
de papel, puesto que puede disolver a la lignina, sustancia que aglutina las fibras de celulosa en la
madera.
• Ácido sulfhídrico
El sulfuro de hidrógeno, llamado también gas sulfhídrico o ácido sulfhídrico, es otro de los
ácidos del azufre de alguna importancia, aunque más de laboratorio que industrial.
- Obtención.
El sulfuro de hidrógeno se encuentra en los manantiales de aguas sulfhídricas y en los gases
volcánicos. Este gas se produce siempre en la descomposición de sustancias orgánicas azufradas y
en ausencia de aire, como ocurre con los huevos podridos que exhalan el gas y le confieren su olor
característico.
- Estructura.
La estructura de su molécula es angular, donde el ángulo de enlace es algo mayor de 90°.
La energía del enlace no es muy elevada, lo que sugiere una cierta inestabilidad y un carácter
polar no despreciable.
- Propiedades.
El sulfuro de hidrógeno es un gas incoloro de olor desagradable y tóxico cuando se inhala
puro o con una concentración mayor de 1:200 en aire. Se puede licuar con facilidad y, al ser
moderadamente soluble en agua, se le puede eliminar de la disolución, hirviéndola. Es muy
inestable, hasta el punto de que por encima de 500 °C se disocia por completo: H2S ⇄ S + H2
En disolución acuosa está algo ionizado, siendo un ácido débil:
H2S + H2O ⇄ HS– + H3O+
HS– + H2O ⇄ S2– + H3O+
El sulfuro de hidrógeno arde transformándose en S elemental o en SO2. También reacciona
con el dióxido de azufre: 2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O, lo cual nos explica la deposición de azufre en
las emanaciones volcánicas. Finalmente, su naturaleza ácida se manifiesta al reaccionar con
algunos metales que formando sulfuros y desprendiendo hidrógeno.
- Aplicaciones.
Se usa principalmente como reactivo de análisis, dada la insolubilidad de los sulfuros, pues
sólo son solubles los alcalinos y el de amonio, y por su carácter reductor.
1.3. ÁCIDOS DEL NITRÓGENO
Los oxiácidos más destacados del nitrógeno son el ácido nítrico y, en menor escala, el ácido
nitroso, pues este último no se aísla y existe en disoluciones que son inestables por lo que se
descomponen con facilidad, sobre todo si se calientan. El ácido nítrico es junto al clorhídrico y tras
el sulfúrico, de una gran importancia comercial.
• Ácido nítrico
El ácido nítrico era conocido ya desde muy antiguo, probablemente desde la época del
imperio egipcio, y los alquimistas lo usaban para separar el oro de la plata llamándole aqua fortis.
No existe libre en la Naturaleza y sí abundan, en cambio, algunas de sus sales, como el nitrato
84
sódico (nitrato de Chile) y el nitrato potásico (nitrato de Bengala). Suele aparecer en las aguas de
tormenta, ya que las chispas eléctricas disocian el oxígeno y el nitrógeno, los cuales pueden formar
óxidos que generen el ácido con el agua de la lluvia.
- Obtención.
Existen tres maneras fundamentales para obtener ácido nítrico, a partir del nitrato sódico (o
de Chile), del nitrógeno del aire (método de Birkeland) o del amoniaco (método de Ostwald).
El primero es el procedimiento más antiguo y consiste en tratar nitrato sódico con ácido
sulfúrico: NaNO3 (s) + H2SO4 (aq) ⇄ NaH SO4 (aq) + HNO3 (aq)
La reacción es reversible, pero al calentar se desprende ácido nítrico en forma de vapor y el
equilibrio se desplaza a la derecha.
El proceso del arco eléctrico de Birkeland y Pauling ya no se suele usar debido al coste
energético de la electricidad y su interés estriba en ser el primer método de fijación del nitrógeno
atmosférico, el cual junto al oxígeno, se sometía a la reacción:
N2 + O2 → 2 NO;
2 NO + O2 → 2 NO2;
NO2 + H2O → HNO3
La mezcla de gases inicial se hace pasar por un arco eléctrico a unos 3000 °C y así se forma
apenas un 15 % de NO y después de enfriar, sólo un 1 % por lo que el rendimiento del proceso es
bastante bajo.
El método de Ostwald es básicamente la oxidación del amoniaco:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g)
La oxidación está catalizada por rodio–platino y se efectúa a unos 800 °C. El NO es oxidado,
sin catálisis, a dióxido de nitrógeno, que al disolverse en agua forma una mezcla de ácidos nítrico y
nitroso. Calentando el ácido nitroso se obtiene ácido nítrico:
3 HNO2 (aq) → HNO3 (aq) + H2O (l) + 2 NO (g)
El ácido nítrico es de un 55–60 % de pureza y después se concentra por destilación con ácido
sulfúrico concentrado.
- Estructura.
En el estado de vapor las moléculas de ácido nítrico tienen una estructura plana, con ángulos
de enlace N–O aproximadamente de 120 o y el de O–H de unos 102 o. El anión, que es plano y
simétrico, puede interpretarse pensando en que el nitrógeno presenta hibridación sp2 y forma tres
enlaces σ y un enlace π deslocalizado, lo cual le confiere estabilidad a la estructura.
- Propiedades.
El ácido nítrico puro es un líquido incoloro de densidad 1,5 g/cm3, que solidifica en forma de
polvo cristalino blanco. Al igual que el sulfúrico, da humos con el agua por formación de nieblas de
pequeñas gotas de disolución ácida. Se mezcla con el agua en todas las proporciones, formando
con ella una mezcla azeotrópica de densidad 1,4 g/cm3. Este suele ser el ácido nítrico concentrado
comercial. Es algo inestable y por el calentamiento o por la acción de la luz se descompone en
dióxido de nitrógeno y agua, lo que provoca un color amarillento en la disolución, constituyendo el
llamado ácido nítrico fumante, sumamente corrosivo. Ataca la piel, dándole también coloración
amarilla debido a la formación con las proteínas del ácido xantoproteico.
El ácido nítrico puro anhidro es ligeramente conductor de la corriente eléctrica, lo que
demuestra una ligera autoionización. En disolución acuosa es estable y se comporta como un
ácido fuerte, casi totalmente ionizado en disoluciones diluidas. Como tal ácido reacciona con los
óxidos e hidróxidos metálicos y desplaza de sus sales a los ácidos más débiles que él, dando
nitratos. Sin embargo, frente a ácidos más fuertes que él, como el sulfúrico o el perclórico, puede
actuar también como base, aceptando protones y formando el ión nitronio NO2+:
HNO3 + H2SO4 ⇌ HSO4– + NO2+ + H2O
Esta reacción tiene gran interés en síntesis orgánica, como ya indicamos.
85
El ácido nítrico es un eficaz oxidante, tanto en disoluciones concentradas como diluidas. Los
productos resultantes de la reducción del ácido dependen de la índole del reductor, de la
concentración del ácido y de la temperatura. Por ejemplo, ante sustancias no metálicas (como
azufre, yodo o fósforo) conduce a oxácidos y se transforma en NO; a los metales los transforma en
iones positivos y el ácido se reduce a NO, NO2, N2O, N2 e incluso NH4+. Ya mencionamos antes que
la mezcla de una parte de HNO3 y tres de HCl se conoce por agua regia, de gran poder oxidante,
ya que libera cloro y cloruro de nitrosilo.
Podemos decir que casi todos los metales son atacados por el ácido nítrico, con las
excepciones del oro, platino, rodio e iridio. En algunos casos, como el aluminio, el ataque oxidante
forma una capa de óxido insoluble que evita el progreso de la reacción dando lugar a lo que se
llama pasivado del metal.
- Aplicaciones.
El ácido nítrico es muy importante a nivel industrial y de laboratorio. Un uso destacado es la
fabricación de explosivos derivados de la nitroglicerina, la cual, como explota por impacto, se
hace muy difícil de manejar por lo que se usa mezclada con tierra de diatomeas formando la
dinamita. Otros explosivos nitrados son la nitrocelulosa o pólvora sin humos, que se usa en túneles y
minado, la trilita o trinitrotolueno y otros como la eritrita o tetranitrato de eritritol (tetrahidroxibutano),
que explota con enorme facilidad. También se usa una de sus sales, el nitrato potásico que, unido
al azufre y al carbón, forma la pólvora negra.
Otro uso de interés, transformado en nitrato de amonio, es en la industria de fertilizantes.
También se emplea en la síntesis de colorantes llamados azoicos, síntesis de medicamentos,
metalurgia, flotación de minerales, fabricación de uretanos, industria del caucho, reprocesado de
combustible nuclear, combustibles de cohetes, como reactivo de laboratorio…
• Ácido nitroso
Al añadir un ácido a una disolución diluida y fría de un nitrito se obtiene un líquido azul que
contiene ácido nitroso, que es inestable y se descompone en ácido nítrico y monóxido de
nitrógeno.
Si se agrega ácido a una disolución concentrada del nitrito, el ácido que se forma se
descompone de inmediato desprendiendo vapores pardos lo cual distingue a los nitritos de los
nitratos ya que estos no sufren este proceso. Así pues, el ácido nitroso no se manifiesta libre y su
acción debe realizarse en fase disuelta. Tiene carácter débil como ácido y puede actuar como
reductor, transformándose en nitrato, y como oxidante, pasando a NO.
Sus sales, los nitritos, son estables y tienen carácter reductor por lo que se usan como
conservantes de embutidos (en su forma sódica), reactivos e inhibidores de la corrosión del acero.
Los nitritos suelen estar en los suelos como consecuencia de la acción de bacterias nitrificantes, por
lo que su presencia en aguas es signo de contaminación.
1.4. ÁCIDOS DEL FÓSFORO
La reacción del fósforo alotrópico P4 con una cantidad limitada de oxígeno produce el óxido
P4O6 y si hay exceso de oxígeno se forma el P4O10. Estos óxidos reaccionan, a su vez, con agua para
dar los ácidos fosforoso y fosfórico:
P4O6 (l) + 6 H2O (l) → 4 H3PO3 (aq) (ácido fosforoso)
P4O10 (s) + 6 H2O (l) → 4 H3PO4 (aq) (ácido fosfórico)
El ácido fosfórico ocupa un séptimo lugar entre los productos químicos más fabricados y se
usa principalmente en la industria de fertilizantes y en el tratamiento de metales así como en la
industria alimentaria para sustituto de levaduras, cereales instantáneos, curación de quesos y
jamones, refrescos, etc.
86
Si se combinan P4O10 y agua en proporción molar 1:6, de acuerdo con la reacción anterior, el
producto final debería ser el ácido indicado, puro, llamado ortofosfórico, pero solo el 87,3 % lo es y
el resto está en forma del llamado ácido pirofosfórico o difosfórico de fórmula H4P2O7. Esto ocurre
porque se elimina una molécula de agua entre dos de ácido. Si se une una tercera molécula de
ortofosfórico y se elimina agua se forma el ácido trifosfórico y, al continuar el proceso se van
formando los llamados ácidos polifosfóricos y sus sales, que tienen amplia utilidad: los polifosfatos.
Dos derivados de ellos muy importantes son los llamados ADP y ATP o sea, adenosindifosfato y
trifosfato, al unirse con la base orgánica adenina, teniendo ambos un importante papel biológico.
La mayor parte del ácido ortofosfórico (ácido fosfórico también) se obtiene tratando fosfato
cálcico natural (apatito) con ácido sulfúrico, en la llamada “vía húmeda”, formándose además
sulfato cálcico y ácido fluorhídrico. Si en el proceso anterior se usa el propio ácido ortofosfórico en
lugar del sulfúrico, se obtiene el dihidrogenofosfato de calcio, un fertilizante que se comercializa
bajo el nombre de superfosfato triple.
El ácido ortofosfórico es, pues, un ácido triprótico o tribásico, débil. En todos los casos, los
hidrógenos son sustituibles y dan lugar a una buena variedad de sales con un uso diverso, como
desincrustantes de calderas, para preparar productos incombustibles, agentes de pulido dental, en
la fabricación de detergentes, etc.
1.5. ÁCIDOS DEL CARBONO
La disolución acuosa del dióxido de carbono presenta carácter ácido débil, lo cual se
atribuye a la formación de ácido carbónico, que no se ha aislado como tal, pero al que se le
asignan las disociaciones:
H2CO3 (aq) ⇌ HCO3– (aq) + H+ (aq)
HCO3– (aq) ⇌ CO32– (aq) + H+ (aq)
Los carbonatos y bicarbonatos alcalinos y de amonio son solubles y tienen una buena
variedad de aplicaciones: en bebidas efervescentes, aditivos alimentarios, para combatir la acidez
estomacal, curtido, tratamiento de la lana y la seda, extintores, cerámica, medicina y en diferentes
síntesis.
Tanto la amida (el ácido carbámico) como la diamida (urea) del ácido carbónico tienen una
enorme utilidad, ya que sus derivados poseen una incidencia notable en multitud de procesos
orgánicos.
2. NORMAS DE SEGURIDAD EN EL USO Y TRANSPORTE DE ÁCIDOS
Tanto en la vida doméstica como en un gran número de actividades industriales se utilizan

productos químicos y entre ellos los ácidos. Estas sustancias pueden ser peligrosas por sí mismas o
por su manipulación. El trabajo de un laboratorio suele implicar el uso continuado de ácidos, por lo
que es necesario observar una serie de indicaciones, especialmente, en los laboratorios de los
centros docentes.
Las normas de seguridad en el uso y manipulación industrial de los ácidos son controladas por
la Sección de Higiene y Seguridad en el Trabajo de la empresa de que se trate, dictadas en función
de las características tecnológicas de la misma. En un laboratorio escolar se pueden resumir de este
modo:
– La peligrosidad de una sustancia química va indicada en el etiquetado.
– Usar una bata de laboratorio y guantes de goma para la protección de las manos.
– Delimitar la zona de trabajo y mantenerla despejada.
– Añadir siempre el ácido sulfúrico poco a poco sobre agua y jamás al contrario.
– En el caso de ácidos fumantes es necesario el uso de mascarilla y gafas protectoras.
87
– Para efectuar tomas de muestras no se debe pipetear con la boca.

– Los residuos de ácidos deberán neutralizarse previamente a su eliminación.
– En caso de accidente o quemaduras, seguir las normas indicadas en el etiquetado.
– No fumar, comer o beber mientras se manipulan ácidos.
– No se debe distraer a la persona que está trabajando con los ácidos.
– No mantener el cuerpo en un asiento o taburete mientras se trabaja con ácidos.
Algunas normas específicas dependientes de cada tipo de ácido serían:
– El HF debe ser guardado en frascos que nunca serán de vidrio.
– En un laboratorio escolar no se debería trabajar con ácidos gaseosos tóxicos como es el
caso del cianhídrico. Al manipular el ácido sulfhídrico, se debe trabajar dentro de una vitrina.
– El ácido de uso más peligroso es el perclórico. Debe evitarse su contacto con materia
orgánica como madera, serrín, papel, trapos… ya que puede ser explosivo.
– Los frascos de ácidos deben permanecer en los moldes de poliestireno para evitar roturas.
En el caso de tener que transportar ácidos, la Normativa Comunitaria es muy específica,
conceptuándose como materias peligrosas. No se usa el transporte por vía aérea, y los medios
comunes son la vía marítima y la vía terrestre. Las medidas previstas en estos exigen una alta
cualificación al conductor, ausencia de alcohol en sangre y control muy estricto de períodos de
descanso. La Inspección Técnica señala una estricta limitación en la velocidad máxima e
importantes medidas de seguridad en las cisternas (materiales, estanqueidad y accesorios de
seguridad). Existe prohibición de atravesar núcleos urbanos habitados y se obliga a utilizar las
carreteras de circunvalación.
El desconocimiento de las sustancias químicas y su incorrecta manipulación pueden dar lugar
a accidentes y enfermedades. La legislación en nuestro país es abundante a tal respecto. A
continuación reseñamos la normativa más importante: Ordenanza General de Seguridad e Higiene
en el Trabajo, Real Decreto de junio de 1979 con el Reglamento Nacional de Transporte de
Mercancías Peligrosas por Carreteras, Real Decreto de febrero de 1980 sobre almacenamiento de
productos químicos, Decreto de octubre de 1985 sobre clasificación, envasado y etiquetado de
sustancias peligrosas y reglamentaciones específicas sobre la industria petrolífera, estaciones de
servicio, benceno, disolventes, gases licuados del petróleo, instaladores de gas…
En nuestra legislación se especifican las características particulares de las sustancias
peligrosas (y entre ellas de los ácidos), como su toxicidad, su carácter corrosivo, inflamable,
explosivo, oxidante, si tiene peligro radiactivo o mutógeno, su poder asfixiante o su peligrosidad
para el medio ambiente. Lógicamente, se establecen en ella las precauciones concretas en su
manipulación y los requisitos específicos que ha de verificar su transporte.
3. CONCLUSIÓN
Las sustancias que denominamos ácidos presentan una serie de características comunes que
son conocidas desde antiguo. Tal vez la primera descripción sistemática de las propiedades de los
ácidos se deba al irlandés Robert Boyle, el cual en 1663 observó que eran capaces de enrojecer
algunos pigmentos vegetales, como el tornasol, así como precipitar azufre de las disoluciones de
este elemento en álcalis. En el transcurso del siglo XVIII se descubrieron otras propiedades, tales
como su sabor agrio, la efervescencia que producen al actuar sobre el mármol u otros carbonatos,
su reacción con algunos metales desprendiendo hidrógeno y que decoloran la fenolftaleína
enrojecida por las bases.
88
Michael Faraday descubrió en 1834

que las disoluciones acuosas de los ácidos
eran conductoras de la corriente eléctrica, lo
que ponía de manifiesto el carácter
electrolítico de tales disoluciones y la
capacidad de generar iones en disolución.
Desde ese momento, el interés por la
BIBLIOGRAFÍA
REFERENCIAS
BABOR, J. A. e IBARZ, J. Química general
utilización de los ácidos minerales en los BIBLIOGRÁFICAS:
moderna. Editorial Marín. Barcelona. 1974.
tratamientos químicos se hizo patente hasta
el punto de que hoy día son imprescindibles CHORRO GUARDIOLA,
ALCARAZ VARÓ, E.F.;yENCISO COTTON,
MARTÍNEZ
F. y WILKINSON, G. Química
LINARES, Mª ANTONIA (1997):Inorgánica
no sólo en la industria química de base sino Avanzada. Editorial Limusa.moderna.
Méjico, 1986.
Diccionario de lingüística
en casi la totalidad de los procesos
ORELLANA, E. Química. Editorial Ecir.
Ariel. Barcelona.
industriales. Valencia.
ALCINA, J. y BLECUA, J. M. (1975):
DICKERSON, Gramática
Richardcastellana. Ariel.
E. Principios de
química. Editorial Reverté,Barcelona.
Barcelona, 1988.
BELLO, A. (1847): Gramática de la
GRAY, H. y HAIGHT, G. Principios básicos de
lengua castellana destinada al uso
Química. Editorial Reverté
de los americanos. Instituto
GUTIÉRREZ RÍOS,
universitario ENRIQUE.
de lingüística AndrésQuímica
inorgánica.
Bello. SantaEditorial Reverté. 1981.
Cruz de Tenerife. Barcelona
1988.
GONZÁLEZ CALVO, J. M. (1993): La
oración simple.
LOZANO Arco/Libros.
J. J. y VIGATA J. L.Madrid.
Fundamentos
GUTIÉRREZ
de química ORDÓÑEZ,
general. S. (1997):Editorial
Madrid.
Temas,
Alhambra. remas, focos, tópicos y
1986.
comentarios.
MAHAN, BruceArco/Libros.
H. Madrid. curso
Química:
MIGUEL
universitario.APARICIO, E.
Editorial de (1992): El
Addison-Wesley
aspecto en la sintaxis del
Iberoamericana. Buenos Aires. 1990.español:
perfectividad e impersonalidad.
MOELLER,Ediciones
T. Química de lainorgánica.
UniversidadEditorial
Alhambra-Longman. Madrid.
Autónoma de Madrid. Madrid.
MORCILLO,
R.A.E.J.(1973):
Temas básicos
Esbozo para deuna
química.:
Editorial Alhambra,
nueva Madrid.
gramática de la lengua
española.
SIENKO, M. J.Madrid.
y PLANE,Espasa-Calpe.
R. A. Química
VV. AA.:
inorgánica. LenguaReverté.
Editorial Española. Nivel
1997.
COU. (1997). Ecir. Valencia.
USÓN, R. Química Universitaria Básica.
Editorial Alhambra-Longman
WHITTEN, K.W. Química general. McGraw-
Hill, 1992.
89
TEMA 57
REACCIONES DE OXIDACIÓN–REDUCCIÓN
0. Introducción.
1. Conceptos de oxidación y reducción.
Reacciones redox.
2. Número de oxidación.
3. Pilas galvánicas.
4. Cubas electrolíticas.
5. Corrosión y formas de evitarla.
6. Metalurgia y siderurgia.
7. Conclusión.
0. INTRODUCCIÓN
En el año 1800 A. Volta construyó la primera pila eléctrica, a partir de los trabajos de Galvani.
Este trascendental descubrimiento propició a partir del siglo XIX un desarrollo espectacular del
estudio de los fenómenos eléctricos. Davy y Berzelius obtuvieron nuevos elementos químicos
aplicando corriente sobre diferentes sales, y Faraday estableció las leyes cuantitativas que rigen
este fenómeno, que llamó electrolisis.
El presente tema estudia las reacciones de transferencia electrónica, centrándose en la
descripción y explicación de los procesos redox de interés industrial, las pilas y sus diferentes tipos, y
las cubas electrolíticas, de los que se ocupa la electroquímica. Estudiaremos las principales
aplicaciones de la electrolisis, como la obtención de metales a partir de sus compuestos.
Finalmente, nos ocuparemos de la corrosión metálica y de la metalurgia del hierro, de enorme
interés industrial.
1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. REACCIONES REDOX
El primer concepto de oxidación, obra de Lavoisier en 1788, fue el de la combinación de una

sustancia con el oxígeno para obtener otras sustancias que lo contienen en su composición: óxidos
metálicos o no metálicos. Y la reducción era una pérdida de oxígeno de una sustancia oxigenada,
por ejemplo: 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)
Una vez conocida la estructura interna de los átomos y observando el cambio electrónico
que tenía lugar en estas reacciones, este concepto se extendió a reacciones en las que no
interviene el oxígeno, pero que implican una transferencia electrónica, como las reacciones en que
participan iones: Fe(s) + Cu2+(aq) → Fe2+(aq) + Cu(s)
Estas reacciones encierran una transferencia real de electrones. El átomo de Fe cede dos
electrones al ion Cu2+. De esta manera podemos descomponer cada reacción redox en dos
semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción. Se define la oxidación como el proceso en
que un átomo de una sustancia pierde electrones y la reducción como el proceso en que un
átomo de una sustancia gana electrones.
Oxidación: Fe → Fe2+ + 2e–
Reducción: Cu2+ + 2e– → Cu
Por lo que podemos definir al reductor como aquella especie que se oxida (cede electrones)
y oxidante como aquella especie que se reduce (gana electrones).
90
2. NÚMERO DE OXIDACIÓN
Aunque en los procesos anteriores la transferencia de carga es evidente, existen muchas

reacciones en que esto no es así, sobre todo en aquellos casos en que intervienen especies
covalentes como la siguiente: C(s) + O2(g) → CO2(g)
En las que el carbono se oxida y el oxígeno se reduce; difícilmente podemos asumir que se
hayan cedido o ganado electrones, ya que los enlaces son covalentes y no es posible hablar de
iones en estos compuestos.
Para el estudio de estas reacciones se introdujo el concepto de número de oxidación, que se
aplica a elementos químicos, tanto en combinaciones iónicas como covalentes. El número de
oxidación de un elemento en un compuesto es la carga que tendría si el compuesto del que forma
parte estuviese constituido por iones, y esta basado en la magnitud de sus valores relativos de
electronegatividad.
• Reglas para determinar el número de oxidación

En los iones atómicos, el número de oxidación de un elemento coincide con su carga. Sin
embargo, en los compuestos covalentes, el número de oxidación representa tan sólo una carga
eléctrica ficticia, cuya determinación se efectúa aplicando las siguientes reglas:
• El número de oxidación de todos los elementos libres en cualquier forma alotrópica es
cero, tanto si se encuentran en forma atómica como molecular.
• El número de oxidación del flúor es siempre –1.
• El número de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos, que es –1, en los super
óxidos, que es – ½ y en combinación con el flúor, que es +2.
• El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros, que es –1.
• El número de oxidación de los metales alcalinos es + 1, el de los alcalinotérreos + 2, el del
aluminio +3.
• La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos de un compuesto
debe ser cero y en un ión debe ser igual a la carga del mismo.
El concepto del número de oxidación permite definir los procesos redox de una forma
general. En todo proceso redox, al menos uno de los átomos implicados aumenta su número de
oxidación (oxidación) y al menos un átomo disminuye su número de oxidación (reducción). La
especie química que disminuye su número de oxidación recibe el nombre de oxidante y la que
aumenta su número de oxidación recibe el nombre de reductor.
El concepto de número de oxidación es diferente del concepto de valencia, no solamente
por el hecho de que la valencia se exprese mediante un número natural y el número de oxidación
mediante un número entero, sino porque los valores de ambos no siempre coinciden. Así, en los
compuestos CH4, CH3Cl y CH2Cl2, la valencia del carbono es 4 y sus números de oxidación –4, –2 y 0
respectivamente.
3. PILAS GALVÁNICAS
En una pila se obtiene energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea.
Cualquier reacción redox espontánea puede aprovecharse para generar una diferencia de
potencial que ocasione una corriente eléctrica en un circuito.
Por ejemplo, si se introduce una lamina de cinc, llamada electrodo, en una disolución acuosa
de sulfato de cobre (II) se produce la siguiente reacción:
Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s)
91
La transferencia de electrones es directa y se libera energía en forma de calor. Cada átomo

de cinc cede dos electrones a un ión Cu2+. La lámina de cinc se disuelve a la vez que se deposita
sobre ella cobre metálico. Lámina de Zn
Esta reacción puede aprovecharse para construir la pila
Daniell (en honor de su inventor, John F. Daniell) si obligamos a los
electrones a recorrer un circuito eléctrico, separando de una
forma física (mediante un puente salino o un tabique poroso) los
dos procesos que integran la ecuación redox: Disolución de CuSO4
Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e– oxidación Zn2+
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) reducción
Cu2+
Para el puente salino se emplea una disolución de un
electrolito inerte que no interfiera con la reacción, como el
cloruro de potasio, y permite mantener la neutralidad eléctrica
en ambos compartimentos.
Voltímetro
Electrones
conductor
– Puente salino de KCl +

Ánodo Cátodo
de Zn de Cu
Pila Daniell
Zn2+ Cl– K+ Cu
2+
Ya que del ánodo (oxidación) salen electrones al circuito exterior, este electrodo se designa
polo negativo. Los electrones entran por el cátodo donde se produce la reducción, y a este
electrodo se le asigna una polaridad positiva.
Para representar esta pila se usa la siguiente notación:
Zn(s) / Zn2+(aq, l M) || Cu2+(aq, l M) / Cu(s)
Que indica los procesos que tienen lugar en ella. La línea vertical representa la separación de
fases y la doble línea el tabique poroso o puente salino.
• Potencial de electrodo
Al introducir un metal en una disolución de sus iones aparece inmediatamente una diferencia
de potencial entre el metal y la disolución llamada potencial de electrodo, pudiendo ocurrir dos
casos diferentes:
- Si el potencial del metal es mayor que el de la disolución, algunos átomos pierden
electrones y pasan a la disolución quedando el metal cargado negativamente y la disolución
positivamente, hasta alcanzar el equilibrio.
- Si el potencial del metal es menor que el de la disolución, algunos iones se depositarán
sobre el metal, que queda positivamente cargado y la disolución negativamente, hasta alcanzar el
equilibrio.
El potencial de electrodo depende de la naturaleza del metal y de la concentración de la
disolución, además de la temperatura, por tratarse de un equilibrio químico. Puesto que resulta
imposible medir el potencial de un electrodo sin conectarlo con otro, es conveniente definir un
92
electrodo de referencia elegido de modo arbitrario y al que asignamos por convenio el valor cero.
Este electrodo es el electrodo normal de hidrógeno, que se muestra en la figura, constituido por
una lamina de platino, inmersa en una
disolución de iones H+ (aq) 1 M sobre el
que burbujea gas hidrógeno a 1 atm de H2 (g) a 1 atm
presión y 25 ºC.
El platino absorbe el hidrógeno, que
entra en contacto con los iones de la
disolución, estableciéndose el siguiente
equilibrio: 2H+(aq) + 2e– ⇌ H2(g)
Este electrodo estándar lo podemos
representar como:
(Pt) H2(g) (1 atm) | H+(aq) (1 M) Platino
H+ 1M
• Potenciales normales de electrodo

El electrodo de hidrógeno sirve de referencia para calcular el potencial normal de todos los
demás electrodos, que sería igual al voltaje de la pila construida con éste y el electrodo normal
cuyo potencial se mide. Por convenio, las actividades iniciales de todas las sustancias participantes
en la reacción se toman como la unidad (para cálculos aproximados se pueden tomar, en lugar de
actividades, concentraciones unidad), temperatura de 25°C (298,15 K); y si intervienen gases se
toman como presiones parciales 1 atm.
El valor del voltaje y la dirección del flujo de electrones son indicativos de la tendencia de las
sustancias consideradas a sufrir oxidación o reducción.
Supongamos el electrodo Cu2+ (aq) (1 M) | Cu(s), conectado con el electrodo normal de
hidrógeno en una pila a 25 ºC. Se observa que la corriente de electrones circula del electrodo de
hidrógeno al de cobre. El Voltímetro indica un voltaje de 0,34 V. Éste será el potencial del electrodo
normal de Cu, que no es un potencial absoluto sino en relación con el electrodo normal de
hidrógeno tomado como referencia.
Reacción anódica: H2(g) → 2H+(aq) + 2e–
Reacción catódica Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
Reacción total de la pila: H2(g) + Cu2+ (aq) → Cu(s) + 2 H+ (aq)
Podemos representar la pila en la forma:
(Pt) H2(g) (1 atm) | H+(aq) (1 M) || Cu2+(aq) (1M) | Cu(s) E°pila = 0,34 V.
El hecho de que ese voltaje sea positivo indica que los iones Cu2+ tienen más tendencia a
reducirse, en esas condiciones, que los iones H+. O que el Cu tiene menos tendencia a oxidarse que
el H2.
Si en lugar del anterior consideramos el electrodo Ag+(aq) (1M) | Ag(s), el voltaje de la pila
formada con el electrodo normal de hidrógeno sería Eºpila = 0,80 V, un valor superior al del cobre, lo
que indica que los iones Ag+ tienen más tendencia a reducirse que los iones Cu2+.
Si consideramos el electrodo Zn(s) | Zn2+ (aq) (1 M), se observa que los electrones circulan de
este electrodo al de hidrógeno y el voltímetro marcaría 0,76 V. Por funcionar ahora el electrodo de
hidrógeno como cátodo, por convenio se le pone al electrodo de cinc signo negativo:
Eº Zn2+/ Zn = – 0,76 V.
Estos potenciales así calculados se denominan potenciales normales de reducción. Tienen
signo negativo cuando los electrones circulan del electrodo en cuestión al electrodo normal de
hidrógeno y positivo al contrario. De este modo se establece una escala de potenciales normales
93
de reducción, en la que todos los potenciales se suponen medidos a 25°C en electrodos

introducidos en disoluciones de sus iones con actividad unidad.
La gama completa de potenciales normales de reducción abarca unos 6V, desde –3V para
los metales alcalinos, que son los agentes reductores más fuertes, hasta + 3V para el flúor, el agente
oxidante más enérgico. Los valores de los extremos no pueden medirse directamente, ya que estos
elementos son muy reactivos y descomponen el agua, pero se pueden obtener por cálculo.
El voltaje Eº de cualquier pila puede predecirse de antemano conociendo los potenciales
normales de reducción de los electrodos constituyentes de la misma, teniendo en cuenta que el
electrodo de menor potencial de reducción hará de ánodo.
Calculamos la fem de la pila: Eºpila = Eºcátodo– Eºánodo
• Energía eléctrica de una pila

En general, el trabajo máximo que puede obtenerse de un proceso químico es igual a la
variación de energía libre de dicho proceso, cuando pasa espontáneamente de las condiciones
iniciales al estado de equilibrio.
ΔG = – W
Donde el signo menos se debe a que es un trabajo realizado por el sistema.
Para una pila electroquímica, se puede calcular ΔG a partir del trabajo eléctrico que realiza.
El trabajo eléctrico realizado por la corriente, al pasar a través del circuito que une el ánodo con el
cátodo, es igual a la carga transportada del ánodo al cátodo multiplicada por la diferencia de
potencial entre ellos, Epila.
W = q Epila
Por tanto, ΔG = – q Epila = – n F Epila = – nF(Ecátodo –Eánodo)
Donde F = Faraday, es la carga de un mol de electrones ≈ 96500 culombios y n es el número
de moles de electrones transferidos en la reacción redox.
Para que la reacción se realice espontáneamente, ΔG tiene que ser negativa; por tanto,
para que en la pila haya flujo espontáneo de electrones Epila debe ser positivo, es decir el potencial
del cátodo debe ser mayor que el potencial del ánodo.
Para comparar la tendencia a realizarse de distintas reacciones, se eligen condiciones
estándar para la reacción. En estas condiciones, la variación de energía libre será:
ΔG º = – n F E°pila.
• Ecuación de de Nernst
En general, la fuerza electromotriz de una pila depende, no sólo de la naturaleza química de
las sustancias que la forman, sino también de las concentraciones y de la temperatura.
Por tanto para predecir el sentido en que una reacción se producirá de manera espontánea,
para cualquier otra concentración que no sea la estándar, hay que ver como depende el voltaje
de la pila de las concentraciones. Esta relación la obtuvo Nernst: el cambio de energía libre, ΔG, de
una reacción y el cambio estándar de la misma, ΔGº, están relacionados por la expresión:
ΔG = ΔGº + RT ln Q
Donde Q es una relación de actividades que tiene la misma forma que la constante de
equilibrio, pero en el que las actividades no necesitan representar valores de equilibrio. Por lo tanto,
para una reacción redox podemos escribir:
–n F Epila = – n F E°pila + RT ln Q.
R T
Epila = Eºpila – ln Q
n F
2 ,3RT
O lo que es lo mismo: Epila = Eºpila – log Q
nF
94
2 ,3RT
Para la temperatura estándar de 25°C (298 K), = 0 ,059 V
F
0 ,059
Obteniéndose la ecuación de Nernst: Epila = Eºpila – log Q
n
Esta se puede aplicar tanto para calcular potenciales de una ecuación redox total, como de
una semirreacción, en condiciones distintas a las estándar.
Siguiendo con el ejemplo anterior, para una pila:
Co(s) | Co2+(aq) (1M) || Ni2+ (0,01M) | Ni(s)
Donde la concentración de níquel no es la unidad, el potencial se obtiene aplicando la
ecuación de Nernst:
Epila = Eºpila –
0 ,059
log
[Co 2+ ] = – 0,03V
n [Ni 2+ ]
El valor negativo del potencial indica que en estas condiciones la reacción se realiza
espontáneamente en sentido contrario al que está escrita.
Además de los potenciales normales de reducción, otro factor usado para predecir la
tendencia de una reacción redox a proseguir hacia los productos es la constante de equilibrio.
Aplicando la ecuación de Nernst en las condiciones de equilibrio, es decir cuando la pila se ha
agotado, Epila = 0 y Q = Keq; por tanto:
0 ,059
0 = Epila – log K eq
n
n E opila
log Keq =
0 ,059
Esta ecuación nos permite calcular el valor de la constante de equilibrio de una reacción
redox a partir de los potenciales normales de las correspondientes semirreacciones (o viceversa). Si
Eºpila es positivo, la constante de equilibrio será mayor que la unidad y tanto mayor cuanto mayor
sea Eºpila y, por tanto, aumentará la tendencia de los reactivos a convertirse en productos. Una
diferencia de 0,4V en los potenciales normales de reducción, en reacciones en que n = 1, nos da
un valor de la constante de equilibrio de Keq = 5 106, siendo la reacción prácticamente completa.
• Medida electroquímica del pH

A partir de la ecuación de Nernst tenemos un método para calcular las concentraciones
iónicas. En general si se quiere conocer la concentración de un ion en una disolución, hace falta un
electrodo de referencia de potencial conocido y un electrodo cuyo potencial depende de la
concentración del ion en cuestión.
Para medir el pH se puede utilizar una pila formada por un electrodo normal de hidrógeno y
otro electrodo también de hidrógeno, pero sumergido en una disolución de pH desconocido: (Pt)
H2(g) | H+(1 M) || H+ (x M) | H2(g) (Pt)
0 ,059
La fem de esta pila sería, aplicando la ecuación de Nernst: E = log [H+] = – 0,059 pH
n
Luego midiendo el potencial mediante un aparato preciso (pH–metro), se puede determinar
el pH.
• Utilidad de las pilas y clasificación

Aunque las pilas se emplean para medir potenciales de electrodos o predecir el sentido de
una reacción redox, su uso principal es la producción de corriente eléctrica de baja intensidad,
como en todo tipo de aparatos eléctricos.
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Casi todas las reacciones redox pueden emplearse en la construcción de pilas, aunque sólo
algunas son rentables.
En general, las pilas se clasifican en primarias y secundarias. En las primarias, a medida que se
produce la energía eléctrica se consumen los reactivos hasta agotarse. En las secundarias, o
acumuladores, el proceso de conversión es reversible de modo que, una vez descargado el
acumulador, vuelve a recargarse haciendo pasar a través de él una corriente eléctrica en sentido
contrario.
Las pilas primarias pueden ser húmedas o secas, según que el electrolito esté libre en forma
líquida o absorbido en un medio poroso. Las principales pilas son:
• Pila Leclanché o pila seca:
Es la más antigua de las pilas comerciales (1866). El esquema que la representa es el siguiente:
Zn (s) | [Zn(NH3)2]2+ || HMnO2, MnO2 | C (s)
y la reacción global que acompaña a su funcionamiento:
2 MnO2 + Zn + 2 NH4Cl → 2 HMnO2 + [Zn(NH3)2]Cl2.
El voltaje de esta pila es de 1,5 V, pero +
se pueden asociar varios elementos en serie
para obtener pilas de 4,5 V. Se utiliza para Resina
hacer funcionar juguetes, radios, linternas,
etc. Zn
• Pila alcalina:
En esta pila la única diferencia con
respecto a la anterior es el electrolito y que Pasta de
el cátodo es de acero en lugar de grafito; el C NH4Cl – ZnCl2 – MnO2
cloruro de amonio se ha reemplazado por y absorbente
hidróxido de sodio. La reacción global que
acompaña a su funcionamiento es:
2 MnO2 + Zn + 2 NaOH + 2H2O → 2 HMnO2 + [Zn(OH)4]Na2.
Son más caras que las pilas Leclanché, por la dificultad que entraña sellar las pilas
contra la fuga de hidróxido, pero son de mayor duración y reducido tamaño, por lo que encuentra
aplicación en cámaras fotográficas, calculadoras, etc.
• Pila de mercurio:
Constituye un tipo de las denominadas pilas botón. La reacción redox global que se produce
es: HgO(s) + Zn + 2 KOH + H2O → Hg + [Zn(OH)4] K2.
Esta pila proporciona un voltaje más constante (1,35 V) que la pila Leclanché y tiene mayor
duración. Es muy empleada en medicina (marcapasos, aparatos auditivos, etc.) y en industrias
electrónicas (relojes eléctricos, medidores de luz, etc.). Sin embargo, el mercurio procedente de las
mismas es un peligro importante de contaminación. La Unión Europea ha promovido la recogida
de pilas usadas.
• Pilas combustible:
Son dispositivos en los que se realiza por vía electroquímica una reacción de combustión.
Cuando el combustible es hidrógeno, las dos semirreacciones que tienen lugar son:
Oxidación: H2(g) + 2 OH–(aq) → 2 H2O(l) + 2e–
Reducción: ½ O2(g) + H2O(l) + 2e– → 2 OH–(aq)
El proceso global es: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l).
Esta reacción, cuando se realiza de forma directa únicamente puede aprovecharse la
energía transferida. Aunque estas pilas no se emplean para generar electricidad a escala industrial,
puesto que el hidrógeno no es un producto natural, se utiliza en satélites y naves espaciales, por su
ligereza.
96
• Acumuladores o baterías
Entre los acumuladores citaremos el de plomo, y el de níquel–cadmio.
• Acumulador de plomo:
Una de las baterías más empleadas, fundamentalmente para los automóviles, es el
acumulador de plomo de la figura, inventado por el científico francés Planté en 1859. Posee varias
celdas idénticas unidas en serie. Cada celda consta de un ánodo de plomo y un cátodo de
dióxido de plomo.
El electrolito es una disolución de ácido sulfúrico diluido. En condiciones normales de
operación cada celda proporciona 2 V; muchas baterías de automóvil poseen seis celdas (12 V). El
proceso global es:
Pb(s) + PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 SO42– (aq) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)
Cuando el acumulador se conecta a una fuente exterior, la reacción anterior se invierte,
regenerándose las placas.
• Acumulador de Ni–Cd.
El acumulador de Ni–Cd es ampliamente utilizado en los motores Diesel y como fuente de
energía para pequeños dispositivos electrónicos, constituyendo las llamadas pilas recargables.
El acumulador de Ni–Cd se representa como:
Cd(s) | Cd(OH)2(s) , OH–(aq) , Ni(OH)2(s) | NiO2(s)
A diferencia del acumulador de plomo es más ligera y se puede construir en tamaño
pequeño. El voltaje de esta pila, que es de unos 1,3 V.
4. CUBAS ELECTROLÍTICAS
Si a los dos electrodos de una pila Daniell, en la que se verifica espontáneamente la reacción:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
se aplica una diferencia de potencial creciente que se oponga a la de la pila, la intensidad
de corriente decrece hasta anularse, cuando igualemos el potencial de la pila. Si continuamos
aumentando el potencial aplicado, la corriente y el sentido de la reacción se invierten. El
fenómeno se denomina electrólisis y el sistema de reacción junto con la fuente de potencial
externa se conoce como cuba o celda electrolítica.
La electrólisis consiste en la realización de una reacción imposible de verificar
espontáneamente, aportando energía eléctrica.
También en este caso los electrodos de la cuba reciben el nombre de ánodo y cátodo, pero
ahora el ánodo es el electrodo positivo, donde se produce una semirreacción de reducción y el
cátodo es el electrodo negativo donde se produce una semirreacción de oxidación.
Cátodo (–) Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s) Reducción
Ánodo (+) Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e– Oxidación + -
Los nombres de ánodo y cátodo no están ligados Ánodo Cátodo
a la positividad o negatividad de un electrodo. Ánodo
sirve para designar el electrodo por el cual las cargas
negativas salen al exterior.
• Electrólisis de una sal fundida:
Si en una celda electrolítica con electrodos
Cl2
inertes (grafito o platino) se introduce un compuesto
Na
iónico fundido, como el cloruro sódico NaCl, los iones
positivos se dirigirán al cátodo donde captaran
electrones y se reducirán, mientras los iones negativos NaCl → Na+ + Cl-
se dirigirán al ánodo donde cederán electrones
oxidándose:
Cátodo (–) Na+ + e– → Na (s) Reducción
97
Ánodo (+) Cl– → 1/2 Cl2 (g) + e– Oxidación

Y la reacción global: NaCl (l) → Na (s) + ½ Cl2(g)
Este es un proceso de interés industrial tanto para la obtención de sodio metálico como de
gas cloro.
• Electrólisis de una sal en disolución:
La electrólisis de una disolución acuosa suele ser más compleja, debido a la presencia de los
iones H+ y OH–, fruto de la autoionización del agua. La electrólisis de una disolución de NaCl
produce las siguientes semirreacciones:
Cátodo (–) 2 H+(aq) + 2e– → H2(g) (Reducción)
Ánodo (+) Cl– → 1/2 Cl2 (g) + e– Oxidación
En el cátodo, no se produce la reducción del sodio debido a que el potencial de reducción
del sodio (Eº = – 2, 71 V) es menor que el del agua o sea, que los iones H+ tienen una avidez de
electrones superior a la de los iones Na+.
• Leyes de Faraday
Michael Faraday fue un brillante químico inglés, discípulo de Humphry Davy, que partiendo
de los estudios de Berzelius y su maestro sobre los efectos químicos de la corriente eléctrica, formuló
las leyes fundamentales de la electrólisis.
– Primera ley: “Las masas de las sustancias depositadas o liberadas en cada electrodo
durante una electrólisis son proporcionales a la cantidad de electricidad que ha pasado a través
de la celda electrolítica”.
– Segunda ley: “Para una misma cantidad de corriente eléctrica, las masas depositadas en
los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos de las sustancias”.
El significado de ambas leyes se puede resumir en la siguiente expresión: m = Eq I t.
Donde m es la masa depositada (g), Eq el equivalente electroquímico (g C–1), I la intensidad
de la corriente (A) y t el tiempo (s)
El equivalente electroquímico es una constante típica de cada sustancia y representa la
masa de sustancia liberada por el paso de 1 culombio de electricidad.
• Aplicaciones de la electrólisis
La electrolisis presenta multitud de aplicaciones tanto en el ámbito industrial como en el
laboratorio. Es el procedimiento para obtener muchas sustancias simples como el aluminio, cloro,
hidrógeno, sodio, magnesio o flúor. Además se utiliza también para recubrir objetos metálicos con
pequeñas capas de otros metales (bañado electrolítico) bien con fines decorativos (plateado,
dorado electrolítico, niquelado y cromado) o como método para proteger los objetos metálicos de
la corrosión.
La Electrolisis del agua se produce al aplicar una diferencia de potencial suficiente al agua.
Para aumentar su conductividad eléctrica y facilitar el proceso es conveniente que sea acidulada
con un poco de ácido sulfúrico, que no es volátil. De los electrodos se desprenden dos gases, el
hidrógeno y el oxígeno:
Cátodo (–) 2 H+ (aq) + 2e– → H2 (g) (Reducción)
Ánodo (+) 2 OH (aq) → ½ O2 (g) + H2O (l) + 2e– (Oxidación)
–
H2O (l) → H2(g) + ½ O2 (g)
5. CORROSIÓN Y FORMA DE EVITARLA
• Corrosión de metales
La mayoría de los metales expuestos a la intemperie, excepto los metales nobles como el oro
o el platino, se oxidan y pierden progresivamente consistencia, en un proceso que se conoce como
98
corrosión. La presencia de humedad, de sales y del contacto de otros metales puede acelerar
mucho este proceso.
En algunos casos, sin embargo, la formación de una capa de óxido protege al metal contra
la destrucción progresiva. El óxido de aluminio, Al2O3 forma una capa de un grosor de nanometros,
firmemente adherida, que protege al metal. No obstante, este óxido de aluminio no resiste la
acción de los ácidos o de las bases.
El plomo es otro metal que, aunque se oxida fácilmente, no experimenta corrosión en
condiciones ordinarias. La oxidación, en presencia de CO2, produce una mezcla de hidróxido
Pb(OH)2 (s) y carbonato de plomo (II) PbCO3 (s), que quedan adheridos sobre la superficie del metal
y lo protegen de posteriores reacciones.
La corrosión tiene una importancia especial en el caso del hierro, dada su extensa aplicación
industrial. La corrosión del hierro a partir del oxígeno atmosférico y del agua (líquida o en forma de
vapor) se puede expresar como: Fe(s) + ½ O2(g) + H2O (l) → Fe(OH)2 (s)
Que, generalmente, continúa hasta oxidarse a Fe(III): 2 Fe(OH)2 (s) + ½ O2 (g) → 2 Fe(OH)3 (s)
Estos hidróxidos no son adherentes y protectores como en el caso del plomo, sino que se
desprenden y permiten que progrese la corrosión.
La corrosión tiene lugar más fácilmente en hierro impuro o en piezas que han experimentado
tensiones, ya que entonces aparecen partes diferenciadas que pueden comportarse como los dos
polos de una pila. Los metales muy puros son difícilmente oxidables.
Muchas corrosiones son debidas a la diferente concentración de oxígeno en el medio acuoso
en que se encuentra el metal. Esto es muy frecuente en piezas sumergidas, donde el agua de las
capas más profundas se ha ido empobreciendo en oxígeno, en el espacio entre dos placas donde
se acumula la humedad. La zona en contacto con menos concentración de oxígeno actuará de
ánodo y experimentará corrosión. La más aireada hará las veces de cátodo, en ella se reducen las
moléculas de oxígeno.
• Protección contra la corrosión

• Protección mediante recubrimientos:
Una protección tradicional son las pinturas que impiden el contacto del metal con el oxígeno
y la humedad. Otra solución es recubrir la superficie del metal, por ejemplo, el hierro, con otro
metal. Esto se puede hacer electrolíticamente como los recubrimientos de Cr, Ni, Cu, Sn, Ag, Au o
sumergiendo la pieza de hierro en un baño de metal fundido (Sn o Zn).
• Modificación de la composición del metal, formando aleaciones:
Así, los aceros inoxidables contienen el 18% de cromo y el 8% de níquel. El cromo forma una
película superficial de cromato que pasiva la superficie metálica.
• Protección galvánica:
Una solución muy importante en objetos extensos o que deben estar sumergidos, enterrados o
difícilmente accesibles es la protección catódica. Se establecen contactos eléctricos con algún
metal más oxidable (por ejemplo el magnesio o el cinc) que el hierro, de manera que éste actúa
de cátodo y el otro metal lo hace de ánodo. Su oxidación protege al hierro cuanto más oxidable
sea el metal protector, mejor será la protección.
6. METALURGIA Y SIDERURGIA
La mayoría de los metales empleados por el hombre no se encuentran en estado puro en la

naturaleza, sino que están combinados químicamente con otros elementos en forma de minerales,
principalmente óxidos, carbonatos, sulfuros, haluros y sulfatos.
La metalurgia es la ciencia y la tecnología que estudia y realiza el proceso de reducción de
un metal para obtenerlo en estado puro a partir de un mineral o aleación.
99
Los metales pueden obtenerse mediante electrólisis o por la reducción con coque y
monóxido de carbono del correspondiente óxido metálico.
• Obtención de metales por electrólisis.
Con este método se obtienen el litio, sodio, magnesio, calcio y el aluminio.
El sodio se obtiene mediante el proceso Downs. Como el NaCl.
El aluminio se puede obtener electrolíticamente a partir de la alúmina (Al2O3) presente en la
Bauxita.
• Obtención de metales por la reducción del óxido.
Se aplica a metales como el cromo, manganeso, titanio, vanadio, hierro y cinc.
La metalurgia del hierro recibe el nombre especial de siderurgia. El hierro es uno de los
metales más abundantes en la corteza terrestre. Se encuentra formando muchos minerales como
la pirita (FeS2), la siderita (FeCO3) la hematites (Fe2O3) y la magnetita (Fe3O4). Los óxidos son
especialmente apropiados para la siderurgia. El proceso de reducción de este mineral se lleva
acabo en un alto horno empleando coque (C). Por la parte alta se vierte esta mezcla y por la parte
baja del mismo se introduce aire caliente. De esta forma, el oxígeno reacciona con el carbono. El
proceso global, fuertemente exoenergético, de esta oxidación responde a la siguiente ecuación
química: 2C(s) + O2(g) → 2CO(g); ΔH = –52,8 kcal.
Según asciende el CO (g) por el alto horno se producen diferentes procesos que suponen la
reducción del mineral con producción de hierro.
Las etapas cruciales en la obtención del hierro son:
3 Fe2O3 (s) + CO (g) → Fe3O4 (s) + CO2 (g).
Fe3O4 (s) + CO (g) → 3 FeO (s) + CO2 (g)
FeO (s) + CO (g) → Fe (l) + CO2 (g)
7. CONCLUSIÓN
Los procesos de oxidación–reducción tienen gran importancia tanto en las transformaciones

biológicas, como la fotosíntesis, quimiosíntesis o la respiración, como en la industria, donde se
aplican para la obtención de numerosas sustancias, tanto inorgánicas como orgánicas.
Los procesos redox han servido también como base de la acumulación de energía eléctrica
en pilas y baterías de múltiples formas y aplicaciones. En una pila se obtiene energía eléctrica a
partir de una reacción redox espontánea, mientras que en una electrolisis se utiliza la energía
eléctrica para que tenga lugar una reacción redox no espontánea, es decir, la opuesta a la pila, lo
que ofrece variadas aplicaciones entre las que destacan la preparación de metales con un
altísimo grado de pureza o para procuran recubrimientos metálicos brillantes y duraderos a
hermosas piezas de joyería.
100
BIBLIOGRAFÍA
REFERENCIAS
ANDER, P. y SONNESSA, A. J. Principios de
BIBLIOGRÁFICAS:
química. Introducción a los conceptos
teóricos. Editorial Limusa. México.
ALCARAZ VARÓ, E. y MARTÍNEZ
BABOR, J. A. e IBARZ, J. Química general
LINARES, Mª ANTONIA (1997):
moderna. Editorial Marín. Barcelona. 1974.
Diccionario de lingüística moderna.
CHANG, R. QuímicaAriel. General. McGraw-Hill,
Barcelona.
1995.ALCINA, J. y BLECUA, J. M. (1975):
CHORROGramática castellana.
GUARDIOLA, F.;Ariel.ENCISO
ORELLANA, E. Química.Barcelona. Editorial Ecir.
BELLO, A. (1847): Gramática de la
Valencia.
lengua
DICKERSON, castellana destinada
Richard al uso
E. Principios de
química. de los americanos.
Editorial Instituto 1988.
Reverté, Barcelona,
universitario de lingüística Andrés
GRAY,
Bello.H.Santa
y HAIGHT, G. Tenerife.
Cruz de Principios1981.
básicos de
Química. Editorial Reverté
GONZÁLEZ CALVO, J. M. (1993): La
LOZANO J. J. y VIGATA
oración simple. J. L.Madrid.
Arco/Libros. Fundamentos
de química
GUTIÉRREZ general.
ORDÓÑEZ, Madrid.
S. (1997):Editorial
Alhambra.
Temas,1986.
remas, focos, tópicos y
comentarios.
MAHAN, BruceArco/Libros.
H. Madrid. curso
Química:
MIGUEL APARICIO,
universitario. E. de Addison-Wesley
Editorial (1992): El
aspecto en la sintaxis
Iberoamericana. Buenosdel español:
Aires. 1990.
perfectividad e impersonalidad.
MORCILLO, J. Temas básicos de química.:
Ediciones de la Universidad
Editorial Alhambra, Madrid.
Autónoma de Madrid. Madrid.
USÓN, R.A.E.
R. Química Universitaria
(1973): Esbozo para unaBásica.
Editorial Alhambra-Longman
nueva gramática de la lengua
PETRUCCI-HARWOOD: Química general.
española. Madrid. Espasa-Calpe.
Editorial
VV. Prentice-Hall.
AA.: Lengua Española. Nivel
WHITTEN, COU. (1997). Ecir.
K.W. Química Valencia.
general. McGraw-
Hill, 1992.
101

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Francisco Javier Montiel Tosso

Jose Antonio Montiel Tosso

FÍSICA Y QUÍMICA III

Temario de oposiciones de FÍSICA Y QUÍMICA

Edificio CREA · Avda. de les Jacarandes nº 2 - loft 327

Sin título-1 2-3 27/02/2019 12:06:31

Jose Antonio Montiel Tosso

56.- Ácidos inorgánicos de importancia industrial. Obtención, estructura, propiedades y aplicaciones.

60.- Tipos de reacciones orgánicas. Mecanismos de reacción. Análisis de casos característicos.

61.- Métodos utilizados en la identificación de compuestos orgánicos: análisis cualitativo y cuantitativo.

62.- Hidrocarburos. Características, nomenclatura, obtención y propiedades. Identificación en el laboratorio

64.- Funciones oxigenadas y nitrogenadas. Características, nomenclatura, obtención y propiedades.

65.- Compuestos aromáticos. El benceno: estructura, obtención y propiedades. Otros compuestos

67.- Polímeros naturales. Propiedades y aplicaciones. Métodos de obtención de polímeros sintéticos.

73.- Ecología. Poblaciones, comunidades y ecosistemas. Componentes e interacciones en un ecosistema.

74.- La salud y al enfermedad. La nutrición y la alimentación humanas. La reproducción y la sexualidad

1. OBTENCIÓN, ESTRUCTURA, PROPIEDADES Y APLICACIONES

1.1. ÁCIDOS DE LOS HALÓGENOS

1.2. ÁCIDOS DEL AZUFRE

– Cámaras de plomo en las que se forma el ácido propiamente dicho.

gotas con el peligro de quemaduras, se va añadiendo el ácido en pequeñas porciones sobre

1.3. ÁCIDOS DEL NITRÓGENO

1.4. ÁCIDOS DEL FÓSFORO

1.5. ÁCIDOS DEL CARBONO

2. NORMAS DE SEGURIDAD EN EL USO Y TRANSPORTE DE ÁCIDOS

Tanto en la vida doméstica como en un gran número de actividades industriales se utilizan

– Para efectuar tomas de muestras no se debe pipetear con la boca.

Michael Faraday descubrió en 1834

1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. REACCIONES REDOX

El primer concepto de oxidación, obra de Lavoisier en 1788, fue el de la combinación de una

Aunque en los procesos anteriores la transferencia de carga es evidente, existen muchas

• Reglas para determinar el número de oxidación

La transferencia de electrones es directa y se libera energía en forma de calor. Cada átomo

– Puente salino de KCl +

• Potenciales normales de electrodo

de reducción, en la que todos los potenciales se suponen medidos a 25°C en electrodos

• Energía eléctrica de una pila

• Medida electroquímica del pH

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Ánodo (+) Cl– → 1/2 Cl2 (g) + e– Oxidación

H2O (l) → H2(g) + ½ O2 (g)

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