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Cómo detener la oxidación en el hierro forjado?

Publicado por Luisa en

Oxidación es una palabra que abarca toda la química y que significa pérdida de electrones , incluso si no es causada por el oxígeno.

También indica el proceso de oxidación, es decir, de combinar un elemento con oxígeno, transformándolo en óxido. El elemento responsable de la oxidación se reconoce como oxidante.

Cuando un compuesto químico pierde electrones (sufre oxidación), su número de oxidación (NOX) aumenta.

Uno de los fenómenos de oxidación más importantes es la combustión, presente en procesos biológicos como la fermentación y la respiración, donde se libera energía.

Bajo la bioquímica , la oxidación ocurre en ácidos grasos, glucosa, aminoácidos, etc…

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Oxidación y reducción

La oxidación es el proceso inverso de reducción. El agente oxidante es el que causa la oxidación y sufre la reducción, mientras que el agente reductor causa la reducción y sufre la oxidación.

En la oxidación, el elemento pierde electrones y el número de oxidación aumenta. En la reducción, el elemento gana electrones y el número de oxidación disminuye.

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Características del hierro

El hierro puro tiene características propias que lo diferencian de sus minerales. Es un metal brillante, grisáceo, el cual reacciona con el oxígeno y la humedad del aire para transformarse en su óxido correspondiente. Si no hubiera oxígeno en la atmósfera, todos los adornos y estructuras de hierro se mantendrían intactos y libres de herrumbres rojas.

Posee alta resistencia mecánica y dureza, pero al mismo tiempo es maleable y dúctil. Esto les permite a los herreros forjar piezas con numerosas formas y diseños sometiendo masas de hierro a intensas temperaturas. Asimismo, es un buen conductor del calor y la electricidad.

Además, una de sus más preciadas características es su interacción con los imanes y su facilidad de magnetizarse. Al público general se les ha dado muchas demostraciones del efecto que surten los imanes sobre el movimiento de las virutas de hierro, y para demostrar también el campo magnético y los polos de un imán.

Puntos de fusión y ebullición

El hierro funde a una temperatura de 1535ºC y hierve a 2750ºC. En su forma líquida e incandescente se obtiene este metal. Adicionalmente, sus calores de fusión y evaporización son de 13.8 y 349.6 kJ/mol.

Densidad

Su densidad es de 7.86g/cm3. Es decir, que 1mL de este metal pesa 7.86 gramos.

Isótopos

En la tabla periódica, específicamente en el grupo 8 del período 4, se encuentra el hierro, con una masa atómica de aproximadamente 56u (26 protones, 26 electrones y 30 neutrones). Sin embargo, en la naturaleza existen otros tres isótopos estables de hierro, es decir, tienen el mismo número de protones pero diferentes masas atómicas.

El 56Fe es el más abundante de todos (91.6%), seguido del 54Fe (5.9%), 57Fe (2.2%) y por último el 58Fe (0.33%). Son estos cuatro isótopos los que componen todo el hierro contenido en el planeta Tierra. En otras condiciones (extraterrestres), estos porcentajes pueden variar, pero posiblemente el 56Fe continúe siendo el más abundante.

Otros isótopos, con masas atómicas oscilando entre 46 y 69u, son muy inestables y tienen tiempos de vida media menores que los cuatro recién mencionados.

Toxicidad

Por encima de todas las características, es un metal no tóxico. De lo contrario, se requeriría tratamientos especiales (químicos y físicos), e inconmensurables objetos y edificaciones representarían un riesgo latente para el medio ambiente y la vida.

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Debido a una reacción redox (o de oxidación-reducción), un tipo de reacción química en la que se intercambian electrones entre los reactivos de forma que cambian sus estados de oxidación.

En toda reacción redox se producen cambios químicos en los que una sustancia pierde electrones (se oxida), actuando como reductor, y otra sustancia gana electrones (se reduce), actuando como oxidante. Un ejemplo cotidiano son las piezas de hierro expuestas al aire y la humedad. Pasado un tiempo vemos como se forma una capa de óxido de hierro y decimos que se ha oxidado.

Los elementos tienen estado de oxidación 0 y así el hierro puede oxidarse perdiendo electrones, que son transferidos al oxígeno, que gana dos electrones y se reduce, pasando del estado de oxidación 0 al -2. La reacción global podría resumirse como: 2 Fe + 3 O2→2 Fe2O3. Como sólo se precisa que haya cesión de electrones por un átomo y ganancia de electrones por otro diferente, el hierro se oxidaría igualmente en una atmósfera de cloro, de azufre o de oxígeno.

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¿Cómo se nombran los óxidos inorgánicos? Los óxidos inorgánicos son combinaciones binarias del oxígeno (O) con otro elemento. En la nomenclatura más simple (estequiométrica), basada en la composición, se indican las proporciones de los elementos integrantes.

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Oxidación negra

La oxidación negra es una reacción en la que el objeto en cuestión tiene un acabado negro y es más resistente a la corrosión, evitando la formación de óxido. Es ampliamente utilizado en herramientas, piezas (como tornillos y resortes), etc.

Existen procesos de oxidación negra: en caliente (aproximadamente 135-140 ºC) y en frío (temperatura ambiente).

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Estructura química

El hierro forma sólidos polimórficos, esto es, sus átomos metálicos pueden adoptar diferentes estructuras cristalinas. A temperatura ambiente, sus átomos cristalizan en la unidad unitaria bcc: cúbico centrado en el cuerpo (Body Centered Cubic). Esta fase sólida se conoce como ferrita, Fe α.

Esta estructura bcc puede deberse a que el hierro es un metal de configuración d6, con vacancia electrónica de cuatro electrones.

Cuando aumenta la temperatura, los átomos de Fe vibran por el efecto térmico y adopta, después de los 906ºC, una estructura ccp: cúbica compacta (Cubic Closest Packed). Se trata del Fe γ, el cual retorna a la fase Fe α a una temperatura de 1401ºC. Pasada esta temperatura, el hierro funde a 1535ºC.

¿Y qué hay respecto al aumento de la presión? Cuando esta se incrementa, obliga a los átomos del cristal a “apretujarse” en una estructura más densa: el Fe β. Este polimorfo presenta una estructura hcp: hexagonal compacta (Hexagonal Closed Pack).

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Oxidación suave

La oxidación suave es uno de los cuatro tipos de oxidación orgánica, junto con la ozonólisis, la oxidación energética y la combustión.

Uno de los ejemplos más conocidos de oxidación leve es el del alqueno. En este caso, el reactivo de Baeyer (el nombre de un famoso químico alemán), que es una solución de permanganato de potasio, se utiliza para diferenciar entre alcanos y ciclanos.

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    Usos/aplicaciones

    Estructurales

    El hierro por sí solo posee pocas aplicaciones. Sin embargo, cuando se le recubre con otro metal (o aleación, como el estaño) se le protege de la corrosión. Así, el hierro es un material de construcción presente en edificios, puentes, portones, estatuas, automóviles, máquinas, transformadores, etc.

    Cuando se le adiciona pequeñas cantidades de carbono y otros metales, se refuerzan sus propiedades mecánicas. Este tipo de aleaciones se conocen como aceros. Los aceros se encuentran edificando casi todas las industrias y sus materiales.

    Por otro lado, se ha utilizado el hierro mezclado con otros metales (algunos de tierras raras) para la fabricación de imanes usados en equipos electrónicos.

    Biológicas

    El hierro cumple un papel esencial en la vida. En nuestros cuerpos, forma parte de algunas proteínas, entre ellas la enzima hemoglobina.

    Sin la hemoglobina, portadora del oxígeno gracias a su centro metálico de Fe3+, el oxígeno no podría ser transportado a diferentes regiones del cuerpo, debido a que en agua es muy insoluble.

    La hemoglobina viaja por la sangre hasta las células de los músculos, donde el pH es ácido y abundan concentraciones mayores de CO2. Aquí ocurre el proceso inverso, es decir, el oxígeno se libera debido a las condiciones y a su baja concentración en estas células. Esta enzima puede transportar en total cuatro moléculas de O2.

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    ¿Cómo se obtiene?

    Debido a su reactividad se encuentra en la corteza terrestre formando óxidos, sulfuros u otro tipo de minerales. Por lo tanto, algunos de ellos pueden utilizarse como materia prima; todo dependerá de los costos y de las dificultades para reducir el hierro en su entorno químico.

    Industrialmente, es más factible la reducción de óxidos de hierro que de sus sulfuros. La hematita y la magnetita, Fe3O4, son las principales fuentes de este metal, las cuales se hacen reaccionar con carbono (en forma de coque).

    El hierro obtenido por este método es líquido e incandescente, y se vacía dentro de moldes de lingotes (como una cascada de lava). Asimismo, pueden formarse grandes cantidades de gases, los cuales pueden llegar a ser perjudiciales para el medio ambiente. Por lo tanto, la obtención del hierro implica la consideración de muchos factores.

    Reacciones dentro de los hornos

    Sin nombrar los detalles de su extracción y transporte, estos óxidos se trasladan, junto con coque y piedra caliza (CaCO3) a altos hornos de fundición. Los óxidos extraídos arrastran todo tipo de impurezas, las cuales reaccionan con el CaO liberado de la descomposición térmica del CaCO3.

    Una vez cargado el lote de materia prima al horno, en su parte inferior corre una corriente de aire a 2000ºC, la cual combustiona el coque a monóxido de carbono:

    2C(s) + O2(g) => 2CO(g)  (2000ºC)

    Este CO asciende a la parte superior del horno, donde se encuentra con la hematita y la reduce:

    3Fe2O3(s) + CO(g) => 2Fe3O4(s) + CO2(g)    (200ºC)

    En la magnetita hay iones Fe2+, productos de la reducción del Fe3+ con CO. Seguidamente, este producto continúa reduciéndose con más CO:

    Fe3O4(s) + CO(g) => 3FeO(s) + CO2(g)   (700ºC)

    Finalmente, el FeO termina reduciéndose a hierro metálico, el cual funde por las altas temperaturas del horno:

    FeO(s) + CO(g) => Fe(s) + CO2(g)

    Fe(s) => Fe(l)

    Mientras que al mismo tiempo el CaO reacciona con los silicatos y las impurezas, formando lo que se conoce como escoria líquida. Esta escoria es menos densa que el hierro líquido, razón por la que flota por encima de éste y ambas fases pueden separarse.

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    Referencias

    1. National Science Resources Center. (s.f.). Iron. Recuperado de: propertiesofmatter.si.edu
    2. R Nave. (s.f.). Iron. Recuperado de: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
    3. B. Calvert. (Diciembre de 2003). Iron: The metal of Mars gives us magnetism and life. Recuperado de: mysite.du.edu
    4. Chemicool Periodic Table. (06 de octubre de 2012). Iron. Recuperado de: chemicool.com
    5. The balance. (s.f.). Metal Profile: Iron. Tomado de: thebalance.com
    6. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. (cuarta edición). Mc Graw Hill.
    7. Clark J. (29 de noviembre de 2015). The Extraction of Iron. Recuperado de: chem.libretexts.org

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