Reducción-oxidaciónDe Wikipedia, la enciclopedia libreSaltar a: navegación, búsqueda

La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.

Trozo de metal oxidado (corroído)

Se denomina reacción de reducción-oxidación, óxido-reducción, o simplemente reacción redox, a toda reacción química en la cual existe una transferencia electrónica entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos.

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.1

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico

capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor oxidado.

Contenido

1 Principio de electroneutralidad o 1.1 Oxidación o 1.2 Reducción

2 Número de oxidación o 2.1 Reglas para asignar el número de oxidación

3 Ajuste de ecuaciones o 3.1 Medio ácido o 3.2 Medio básico

4 Aplicaciones 5 Oxidaciones y reducciones biológicas 6 Consecuencias 7 Notas 8 Véase también

[editar] Principio de electroneutralidad

Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.

2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na + Cl2

o más comúnmente:

2 NaCl → 2 Na + Cl2

La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.

Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.

[editar] Oxidación

Oxidación del hierro.

La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.2 Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones.

Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente.

Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox.

La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.

La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+.

Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO4), el dicromato de potasio (K2Cr2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito de sodio (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato de potasio (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico:

Br− + O3 → BrO3−

El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio:

2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl

Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones correspondientes:

2I− → I2 + 2 e−

Cl2 + 2 e− → 2 Cl−

Ejemplo

El hierro puede presentar dos formas oxidadas:

Óxido de hierro (II) : FeO. Óxido de hierro (III) : Fe2O3

[editar] Reducción

En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características:

Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. Disminuye su estado o número de oxidación.

Ejemplo

El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):

Fe3+ + e− → Fe2+

En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:

CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno). CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).

[editar] Número de oxidación

La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.

El número de oxidación:

Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

[editar] Reglas para asignar el número de oxidación

El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.

El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.

El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)

El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).

El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.

El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.

El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

[editar] Ajuste de ecuaciones

Todo proceso redox requiere del ajuste estequiométrico de los componentes de las semireacciones para la oxidación y reducción.

Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden:

en medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua (H2O), y electrones en medio básico hidroxilos (OH−), moléculas de agua (H2O), y electrones para

compensar los cambios en los números de oxidación.

[editar] Medio ácido

En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H+) y agua (H2O) a las hemirreacciones para balancear la ecuación final.

Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Oxidación :

Reducción :

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación:

Reducción:

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación:

Reducción:

Al final tendremos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

[editar] Medio básico

En medio básico se agregan iones hidróxilo (aniones) (OH−) y agua (H2O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.

Ecuación sin balancear:

Separamos las semirreacciones en

Oxidación:

Reducción:

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

Oxidación:

Reducción:

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación:

Reducción:

Obtenemos:

Oxidación:

Reducción:

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

[editar] Aplicaciones

En la industria, los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).

La reacción inversa de la reacción redox (que produce energía) es la electrólisis, en la cual se aporta energía para disociar elementos de sus moléculas.

[editar] Oxidaciones y reducciones biológicas

Reducción del coenzima FAD, en forma de ganancia de un par de átomos de hidrógeno (dos protones y dos electrones.

En el metabolismo de todos los seres vivos, los procesos redox tienen una importancia capital, ya que están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración aeróbica. En ambas reacciones existe una cadena transportadora de electrones formada por una serie de complejos enzimáticos, entre los que destacan los citocromos; estos complejos enzimáticos aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) pares de electrones de una manera secuencial, de tal manera que el primero cede electrones al segundo, éste al tercero, etc., hasta un aceptor final que se reduce definitivamente; durante su viaje, los electrones van liberando energía que se aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma de ATP.

Otro tipo de reacción redox fundamental en los procesos metabólicos son las deshidrogenaciones, en las cuales un enzima (deshidrogenasa) arranca un par de átomos de hidrógeno a un sustrato; dado que el átomo de hidrógeno consta de un protón y un electrón, dicho sustrato se oxida (ya que pierde electrones). Dichos electrones son captados por moléculas especializadas, principalmente las coenzimas NAD+, NADP+ y FAD que al ganar electrones se reducen, y los conducen a las cadenas transportadoras de electrones antes mencionadas.

El metabolismo implica cientos de reacciones redox. Así, el catabolismo lo constituyen reacciones en que los sustratos se oxidan y las coenzimas se reducen. Por el contrario, las reacciones del anabolismo son reacciones en que los sustratos se reducen y los coenzimas se oxidan. En su conjunto, catabolismo y anabolismo constituyen el metabolismo.

[editar] Consecuencias

En los metales una consecuencia muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo, dado que los materiales adquieren o modifican sus propiedades según a los agentes que estén expuestos, y como actúen sobre ellos.

Combinando las reacciones de oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica se consiguen las pilas electroquímicas. Estas reacciones pueden aprovecharse para evitar fenómenos de corrosión no deseados mediante la técnica del ánodo de sacrificio y para la obtención de corriente eléctrica continua

SalmueraDe Wikipedia, la enciclopedia libreSaltar a: navegación, búsqueda

Pila primitiva de Volta compuesta por un electrodo de zinc y otro de cobre sumergidos en salmuera.

La salmuera es agua con una alta concentración de sal disuelta (NaCl). Existen ríos y lagos salados en donde no hay vida por el exceso de sal y de donde se extrae la salmuera, principalmente para obtener su sal evaporando el agua en salinas. La salmuera puede ser venenosa para algunos animales que beben de esta.

Por extensión, también se llama salmuera a disoluciones altamente concentradas de otras sales. Son ejemplos de ello la salmuera de cloruro de calcio y la de dicromato sódico.

En 1800, Alessandro Volta usó la salmuera junto al cobre y zinc para crear la pila voltaica. Mediante las múltiples pruebas que realizó pudo determinar que los metales más apropiados para esa función eran el zinc y la plata (que posteriormente sustituiría por cobre). El siguiente paso fue experimentar lo que ocurriría si conectaba varios vasos entre sí. Debido a que con salmuera líquida era engorroso realizar esos experimentos, ideó la alternativa de impregnar cartón con la salmuera, sustituyendo posteriormente ese material por un paño empapado igualmente en salmuera, emparedándolo entre los dos metales, para formar una celda. De esa manera pudo unir varias entre sí, colocándolas unas encima de las otras, hasta formar una batería de celdas conectadas en serie.

Añadir sal al agua produce una salmuera.

[editar] Usos

En sistemas de refrigeración, como medio de transmisión de calor, ya que debido a su bajo punto de congelación (solidificación), se utiliza como refrigerante secundario.

Para deshacer la nieve en carreteras. Para la purificación y limpieza de la misma sal, para el uso de ésta en

aplicaciones de consumo humano y en otras actividades que requieren sal de alta pureza.

Para preservar y curar ciertos productos alimenticios, además de funcionar como un elemento culinario.

También se usa para la conservación de alimentos. Almacenado en frascos de salmuera se hacen los pepinillos o encurtidos.

Antiguamente, los marineros la utilizaban para endurecer/curtir la piel de las manos.

Junto con el vapor puede generar un fluido motor para mover turbinas y generar electricidad.

En Procesos de Estimulación de Pozos de Petroleo.

SalDe Wikipedia, la enciclopedia libreSaltar a: navegación, búsqueda Para otros usos de este término, véase sal (desambiguación).«La Sal» redirige aquí. Para otras acepciones, véase La Sal (desambiguación).

La sal común, conocida popularmente como sal corresponde a la sal denominada cloruro sódico (o cloruro de sodio), cuya fórmula química es Na Cl . Existen cuatro tipos de sal, según su procedencia: la sal marina y la de manantial, que se obtienen por evaporación, la sal gema que procede de la extracción minera de una roca mineral denominada halita y la sal vegetal que se obtiene por concentración, al hervir una planta gramínea (método también utilizado para la obtención azúcar a partir de otra planta gramínea) que crece en el desierto de Kalahari.1

Cristales de sal gema.

Cristales de sal refinada vistos de cerca, esta sal es moderna y extraída de vaporizadores al vacío, esa es la razón de la igualdad en los granos.

Mercado de sal en Mopti (Tombuktú).

La sal proporciona a los alimentos uno de los sabores básicos, el salado,2 pudiéndolo percibir debido a que en la lengua poseemos receptores específicos para su detección. El consumo de sal modifica nuestro comportamiento frente a los alimentos ya que es un generador del apetito y estimula su ingesta.3 4 Se emplea fundamentalmente en dos áreas: como condimento de algunos platos y como conservante en los salazones de carnes y pescado (incluso de algunas verduras), así como en la elaboración de ciertos encurtidos.5 Desde el siglo   XIX , el uso industrial de la sal se ha diversificado e interviene en multitud de procesos como por ejemplo en la industria del papel (Hidróxido de sodio -NaOH-), la elaboración de cosméticos, la industria química, etcétera. En el siglo   XXI la producción mundial de sal total destinada a consumo humano no alcanza el 25% de la producción total.6

La sal es la única roca mineral comestible por el hombre y es posiblemente el condimento más antiguo empleado por el ser humano,7 su importancia para la vida es tal que ha marcado el desarrollo de la historia en muchas ocasiones, moviendo las economías, siendo objeto de impuestos, monopolios, guerras, etc.,8 pudiendo llegar a ser un tipo de moneda. El valor que tuvo en la antigüedad ha dejado de ser tal en la actualidad debido a la disminución de su demanda mundial para el consumo humano, en parte debido a la mejora en su producción además de la conciencia mundial que ha generado la posible relación que posee con la aparición de la hipertensión.9 En el siglo XXI, las dietas procuran incluir menos sal en sus composiciones, y los nuevos sistemas de conservación (pasteurizados, refrigerados y congelados, alimentos envasados al vacío, etcétera.) permiten evitar por completo el empleo de la salazón sobre los alimentos.

La sal es un condimento barato y fácilmente asequible en cualquier tienda o supermercado. El consumidor la encuentra en tres formatos: fina, gorda o en forma de copos (esta última se suele dedicar a la alta cocina). Se comercializa también de dos tipos: como sal refinada, la más habitual, en forma de cristales homogéneos y blancos, y como sal sin refinar, cuyos cristales pueden ser más irregulares y menos blancos.

En cada vez más países se comercializa como un alimento funcional al que se le añade yodo para prevenir enfermedades locales como el bocio,10 o flúor para prevenir la caries.11

Contenido

1 Historia 2 Propiedades de la sal 3 Obtención de la sal

o 3.1 Salinas o 3.2 Manantiales o 3.3 Minas y salares o 3.4 Medios industriales

4 Producción por países o 4.1 En Europa o 4.2 En América o 4.3 En Asia o 4.4 En África

5 Producción mundial 6 Alimentación

o 6.1 Usos como condimento o 6.2 Usos como conservante

7 Usos industriales o 7.1 Empleos cotidianos o 7.2 Industria química

8 Usos paramedicinales 9 Usos rituales 10 Salud

o 10.1 Necesidad de sal en la vida o 10.2 Dosis diarias de sal o 10.3 Beneficios o 10.4 Consumos perjudiciales

11 Impacto ambiental 12 Tipos de Sal

o 12.1 Sal refinada o 12.2 Sal de mesa o 12.3 Variantes

13 Simbolismos y creencias de la Sal 14 Curiosidades 15 Véase también 16 Referencias 17 Bibliografía 18 Enlaces externos

[editar] Historia

Artículo principal: Historia de la sal

Ejemplo de salero de mesa empleado en la dispensación de la sal: salero.

La ubicación de depósitos de sal tuvo especial relevancia en los emplazamientos definitivos de los asentamientos humanos primitivos, debido a que su consumo no sólo es una necesidad humana, sino que permite además conservar los alimentos prolongando su vida comestible. Una de las primeras culturas en las que se ha documentado el uso y extracción de la sal es la china (desde el siglo   XXVII   a.   C. ).12 Durante el Imperio romano se crearon en Europa rutas específicas para facilitar el mercadeo de sal entre diversas regiones; por ejemplo en Roma tiene origen una ruta destinada al transporte de sal denominada via salaria. Otros ejemplos pueden verse también en Alemania con la Alte Salzstrasse, o en Francia con la Route du Sel.13 1 Los intereses existentes entre los mercaderes y los diferentes Estados han hecho que se hayan producido numerosas guerras por controlar no sólo los depósitos salinos sino que también los mercados de la sal.10

La etimología de algunas palabras proporciona ejemplos claros de la importancia que tuvo la sal en la antigüedad. Por ejemplo el término salario en castellano, es derivado del latín salarium, que a su vez proviene de “sal” y tiene origen en la cantidad de sal que se le daba a un trabajador (en particular a los legionarios romanos) para poder conservar sus alimentos (salarium argentum).8 La sal era importante en el Mediterráneo y se elaboraba una salsa de pescado en salazón muy popular denominada garum, cuya receta fue posteriormente olvidada en la culinaria occidental.14

Con el paso de los siglos, era tal la importancia del mercado de la sal que algunos gobiernos europeos lo convirtieron en un monopolio estatal e incluso cobraron impuestos. Un ejemplo de impuesto aplicado al consumo y a la comercialización de la sal se pudo ver en Francia donde hasta el siglo   XIX se percibía un impuesto sobre la sal denominado la gabelle: al tratarse de un alimento de primera necesidad este impuesto era muy impopular, y una de las primeras medidas que se tomaron durante la Revolución francesa fue abolirlo, considerado casi uno de los detonantes de la misma. Otra protesta relacionada con los impuestos sobre la sal se hizo en la India a mediados del siglo   XX : la denominada Marcha de la sal fue protagonizada por Gandhi y posteriormente trajo la independencia con respecto al imperio británico de la India y del Pakistán.

En América las culturas precolombinas comerciaban igualmente con la sal, y se sabe que los Mayas la empleaban como moneda.15 Durante la conquista de América, los centros de producción de sal se convirtieron en uno de los objetivos primordiales a dominar. La Colonización europea de América en el norte tuvo la intención de copar y generar nuevas fuentes de elaboración de sal. Las actividades pesqueras hicieron que la

demanda de sal creciera en América y que fuese necesario buscar nuevos mercados para ampliar el comercio del pescado en salazón. Durante la independencia de los Estados Unidos la sal tuvo un papel fundamental a la hora de controlar las tropas de las "colonias rebeldes".

Pero al mismo tiempo, en el periodo que va desde el siglo   XVII al XX, los partidarios contra el consumo excesivo de la sal fueron creciendo. Por ejemplo en España el humanista Bernardino Gómez Miedes escribe en el año 1579 un tratado en tres volúmenes titulado Comentarios acerca de la sal.16 La situación acerca de los beneficios y males del consumo excesivo de sal se fueron clarificando en el siglo XX cuando en el año 1994 el COMA (Committee on Medical Aspects of Food and Nutrition Policy, Comité para la Vigilancia de Aspectos Nutricionales de los Alimentos) recomienda por persona una dosis diaria de 6 g.17 El consumo mundial de sal en la alimentación se fue reduciendo durante el siglo XIX debido a las mejoras en los sistemas de refrigeración y congelación de alimentos, que relegaron a un segundo plano el uso de sal en la conservación de ciertos productos.18 A pesar de esta reducción en el consumo per cápita, el consumo global ha ido creciendo siempre con el crecimiento la población, así como la aparición de nuevas necesidades y aplicaciones de la sal como es el caso del empleo de la sal en el deshielo de carreteras y calles urbanas.

[editar] Propiedades de la sal

Artículo principal: Cloruro sódico

Estructura cristalina cúbica de la sal (cada nodo de la red es alternativamente un átomo de sodio o de cloro).

La sal está compuesta de redes de iones de Cl– y Na+ en cristales que poseen una estructura en forma de sistema cúbico. El cloruro sódico (NaCl) posee el mismo número de átomos de Cloro que de Sodio y el enlace químico que los une está clasificado como iónico existente entre los iones: un catión de sodio (Na+) y un anión de cloro (Cl–) de tal forma que la molécula NaCl se compone de la siguiente forma:

Na + Cl → Na+ + Cl− → NaCl

La estructura cristalina formada por los dos iones posee menos energía que los iones separados, y ésta es una garantía de estabilidad. El NaCl posee una estructura cristalina cúbica tan sencilla que puede encontrarse habitualmente en los libros de cristalografía como un ejemplo ilustrado sencillo y pedagógico de red cúbica. Se pueden hacer crecer cristales salinos en el laboratorio (un proceso válido para este fin es el método Bridgman-Stockbarger).

La sal pura posee cerca de 60,66% de peso de cloro elemental y un 39,34% de sodio (a veces aparece aproximado como un 60-40). La sal posee entre sus propiedades físicas una solubilidad de 35,7 g/100 ml a 0 °C. La sal posee, no obstante, una solubilidad final diferente en función del tamaño de su cristal, por ejemplo los cristales 'granulares' tardan en disolverse más tiempo que aquellos finos o en forma de copos (un ejemplo es la sal maldon), este efecto puede notarse en la cocina. La velocidad de solubilización hace que las diferentes sales se apliquen en diferentes instantes de la preparación de los alimentos, por ejemplo las sales más solubles se emplean durante la cocción, las menos solubles en las etapas previas a ser servidos a los comensales. El punto de ebullición de los líquidos (disolvente) se incrementa al disolver sal en ellos (al igual que el azúcar), de la misma forma el punto de congelación se reduce, y es por esta razón por la que los alimentos cocinados en salmueras se hacen en menos tiempo.19 La sal pura no posee propiedades higroscópicas, si poseyese esta propiedad física es debido a la presencia de trazas de cloruro de magnesio o de otras impurezas.20

La denominación genérica que se hace de la sal, se aplica a substancias que contienen diferentes concentraciones principales de cloruro sódico, la concentración depende en gran medida de la forma que se procesó la sal. La sal extraída de los evaporadores de vacío es la sal que mayor concentración de NaCl posee (alcanzando porcentajes de hasta un 99% de peso en cloruro). Existen otros elementos incluidos en la sal que poseen concentraciones menores (se suelen denominar oligoelementos) como puede ser: cobre (2 mg/kg), plomo (2 mg/kg), arsénico (0,5 mg/kg), cadmio (0,5 mg/kg), etc. Algunas cualidades físicas de las sales se miden con instrumentos analíticos específicos, como en el caso de la gravedad específica que se pueden medir con un salímetro. Las sales marinas suelen ser más ricas en sulfato de magnesio (MgSO4•7H2O) y poseen también algunas trazas de yodo así como materiales micro-orgánicos. Por el contrario, las sales minerales (o procedentes de minas) suelen contener sulfato de sodio (Na2SO4•10H2O) y calcio (denominado vulgarmente también como yeso y de fórmula química: CaSO4•1/2H2O).

La sal pura es inodora, a veces se aromatiza con ciertas especias para lograr un mejor efecto de condimentación o de salazón. De la misma forma los cristales de sal son incoloros e inodoro, la presencia de colores en algunos casos se debe a la presencia de algunas trazas de algunos minerales (denominados en la teoría cristalina como: centros de farbe) en las redes cristalinas de la sal. La presencia de estas impurezas hace que algunos cristales tengan colores como puede ser las sales del himalaya (rosadas), las de Irán (azules), las de Hawái (rojas), etc. en algunos casos el color en la sal proviene de las impurezas orgánicas introducidas durante su elaboración, por ejemplo en el caso de la sal negra (kala namak en la India) o la sal ahumada que retiene los colores adquiridos durante el proceso de evaporación de las salmueras mediante fuegos elaborados con la combustión de material orgánico diverso. Los granos de sal miden entre 0,7 mm y 3,2 mm de diámetro. En el caso de la «sal gorda» o «sal de deshielo» puede llegar a los 18 mm.

El empleo de la sal a los alimentos proporciona un sabor salado pero además debe tenerse en cuenta también la capacidad de reforzador de otros aromas y sabores (siempre que se use en pequeñas cantidades). Empleado como condimento en algunos alimentos puede mitigar ligeramente el sabor ácido.21 Está comprobado que los niños y personas maduras son capaces de reconocer el sabor salado en salmueras de concentración de 0,05% de sal (una cucharada por cada 10 litros), siendo del doble para las personas de más de 60 años.21 22

[editar] Obtención de la sal

Montañas de sal en las salinas de Dry Creek, Adelaide Sur de Australia.

La sal se suele obtener mediante diferentes medios, por regla general se pretende separar por:

Evaporación de una salmuera - Se fundamenta en una evaporación de una disolución salina cada vez más concentrada hasta que la sal precipita al fondo. Para lograr la evaporación se suelen emplear medios naturales como la evaporación solar, o bien artificiales como puede ser la cocción en sartenes especiales (como en el caso del briquetage). El agua marina es una fuente inagotable de sal ya que aproximadamente 2,7% (en peso) es NaCl, o dicho de otra forma 78 millones de toneladas métricas por kilómetro cúbico de agua marina, lo que proporciona a este método una forma barata e inagotable de sal.

Pulverización de un mineral - La sal se obtiene de minerales extraídos de salares o minas de poca o mediana profundidad. A dicho mineral se le denomina halita y se suele extraerse en dos formas: lodo salino o en forma de roca-mineral. Algunos de los minerales pueden extraerse directamente de antiguos lagos salinos desecados, o salares, que están en la superficie, uno de los más antiguos y más grandes sobre la tierra es el Salar de Uyuni en Bolivia. Las rocas extraídas se suelen pulverizar por medios mecánicos.

Históricamente la explotación de sal se ha realizado dependiendo la disponibilidad y facilidad de extracción de sal en los lugares, por ejemplo en China es tradicional en la comarca de Shanxi extraer la sal de minas, mientras que en las zonas costeras del mediterráneo o del atlántico es frecuente emplear el agua marina y de los manantiales de agua salada (cursos subterráneos que atraviesan depósitos de sal) y evaporarla al sol en lo que se denominan salinas.23 Algunas de las actividades de extracción de sal en las

salinas es considerado por algunos autores como una actividad pre-agricultural debido a la dependencia estacional de algunas de las actividades de recolección.24

La forma final de los cristales indica al consumidor los métodos empleados en la elaboración de la sal, por ejemplo los cristales cúbicos de fino tamaño y regulares indican por regla general un proceso de evaporación rápido, mientras que los cristales de sal con formas triangulares (o en forma de copo de nieve) indican un proceso de evaporación lento.6

Mina de sal en Cardona (Barcelona).

[editar] Salinas

La actividad de extraer sal del agua del mar mediante evaporación data de la época del neolítico.25 El sistema es sencillo y comienza cuando en las salinas el agua salada de mar o de manantial salado se conduce por una red de canales o acueductos hasta unas plataformas horizontales construidas en el propio terreno, o con madera y piedra, si el desnivel del terreno lo requiere. Tales áreas de evaporización del agua marina se denominan granjas, y en ellas el agua se reparte en parcelas rectangulares o eras. La profundidad de las eras suele oscilar entre los 15 y los 20 centímetros. La evaporación de la salmuera va concentrando la salmuera por regla general en tres gradientes de salinidad: bajo (70-30 g/l), medio (140-70 g/l) y alto (>150 g/l) hasta que la sal precipita en forma de cristales dejándola lista para su posterior recolección y secado. La sal puede secarse por efecto del sol y del aire, o en unos depósitos protegidos de la lluvia, llamados terrazos. Estos terrazos (dependiendo de la salinidad) pueden desarrollar cultivos de cianobacterias que muestran colores que pueden oscilar entre el azul y el violeta.

Las salinas se pueden categorizar dependiendo de sus procedimientos en salinas artesanales o industriales. Algunos lugares como las costas atlánticas europeas o el mediterráneo son prolíficos en salinas, contabilizando estas últimas más de 170,26 de las cuales el 77% se encuentran repartidas entre España, Portugal, Italia, Francia y Grecia. Aproximadamente la mitad de la producción mundial de sal proviene de las salinas marítimas.6

[editar] Manantiales

En el caso de los manantiales, si su caudal era escaso, incluso se introducía o bombeaba agua a su interior desde otros caudales o piscinas, con el fin de aumentar la producción. La sal obtenida en manatiales o en minas a veces se mostraba en una apariencia de lodo salino que solía recogerse en recipientes cóncavos para ser puestos directamente al fuego, esta operación de evaporación forzada es muy habitual en los lugares donde el clima no favorece la evaporación natural. Algunos autores mencionan que a la actividad de evaporar las salmueras y transportarlas empleando un único recipiente de barro se le denominaba: briquetage de la seille.23 25

[editar] Minas y salares

Galería de la Salina Turda en Rumania.

Se trata de una actividad minera que se realiza de dos formas posibles: se extrae el mineral y se pulveriza hasta lograr el aspecto deseado, o se bombea agua y se disuelve con los minerales extrayendo una especie de lodo-salmuera que luego se deseca por evaporación. Los métodos empleados dependen en gran medida de las características geológicas de los depósitos salinos. La sal proveniente de las minas se ha denominado desde antiguo como el «oro blanco».7 Es fácil determinar por estimación las reservas de sal que existen en el mar, se sabe que el agua marina suele tener de media una concentración entre 35 a 36 g de sal por litro, esto hace que se pueda estimar unos siete millones de kilómetros cúbicos de sal marina, sin embargo es difícil averiguar el volumen de sal procedente de las minas y salares en la tierra. En algunos lugares de la tierra como puede ser en Wieliczka (Polonia) y en Estados Unidos puede ser obtenida sin necesidad de purificación. En una mina de sal suelen elevarse paredes de 7,5 metros.27 A veces se puede extraer la sal de los domos salinos existentes en las geografías de ciertos lugares.

La sal puede aparecer en forma de montañas como es el caso de las montañas de las ciudades Turda y Slănic (Rumania), en muchos casos los depósitos de sal pudieron haber sido antiguos mares desecados en el periodo terciario (periodo cámbrico). Una de

las minas más grandes del mundo se encuentra en Polonia en Wieliczka. En la edad media la sal procedente de minas era completamente blanca, mientras que la procedente de salinas era de color gris y esto era tomado popularmente como un signo de distinción, es por esta razón por la que algunos libros como Le viandier de Taillevent mencionan recetas de blanqueo de sal. Es posible obtener la sal igualmente de glaciares salinos, como los que existen cerca de los montes Zagros (Irán), donde la sal —a causa de la gravedad terrestre— se acumuló en las laderas de los montes, provocando un fenómeno similar a los glaciares de hielo

Concepto de Oxidación

 

Expresado de una manera muy general, diremos que la oxidación ocurre cuando un átomo inestable pierde un electrón, lo que permite que el átomo forme un compuesto nuevo con otro elemento.

Básicamente existen dos tipos de reacciones químicas:

1) Aquellas en las cuales reaccionan iones o moléculas sin cambio aparente de la estructura electrónica de las partículas, y

2) Reacciones en las cuales los iones o átomos experimentan cambios de estructura electrónica.

En el segundo tipo de reacción puede haber transferencia real de electrones de una partícula a otra o la forma en que se compartan los electrones puede modificarse. Este último tipo de reacción que involucra cambios electrónicos se llama reacción de oxidación-reducción.

Oxidación

Originalmente, el término oxidación se asignó a la combinación del oxígeno con otros elementos. Existían muchos ejemplos conocidos de esto. El hierro se enmohece y el carbón arde. En el enmohecimiento, el oxígeno se combina lentamente con el hierro formando óxido ferroso (Fe2 O3); en la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO2. La observación de estas reacciones originó los términos oxidación “lenta” y "rápida”.

Sin embargo, los químicos observaron que otros elementos no metálicos se combinaban con las sustancias de la misma manera que lo hacia el oxígeno con dichas sustancias. El oxígeno, el antimonio y el sodio arden en atmósfera de cloro y el hierro en presencia de flúor. Como estas reacciones  eran semejantes, los químicos dieron una definición de oxidación más general. Los reactantes O2 o Cl2, eliminaban electrones de cada elemento. Por tanto, la oxidación se definió como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo o ión. (Ver: PSU: Química, Pregunta 02_2005)

Reducción

Originalmente una reacción de reducción se limitaba al tipo de reacción en la cual los óxidos se “reducían" (se desprendían) de sus óxidos. El óxido de hierro se "reducía” a hierro con monóxido de carbono. El óxido de cobre (II) podía “reducirse” a cobre con hidrógeno. En estas reacciones se eliminaba oxígeno y se obtenía el elemento  libre. El elemento libre puede obtenerse de otras maneras. La inmersión de un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II) causa una reacción en la cual se produce  cobre libre.

La semejanza entre las reacciones de oxidación-reducción condujo a los químicos a formular una definición más general de reducción: La reducción es un proceso mediante el cual los átomos o iones adquieren electrones.

Agentes oxidantes y reductores

Casco metálico oxidado.

En una reacción de oxidación-reducción hay transferencia de electrones. Todos los electrones intercambiados durante una reacción deben tomarse en cuenta. Por tanto, parece razonable que la oxidación y la reducción ocurran simultáneamente en una reacción: se pierden y se ganan electrones al mismo tiempo. De otro modo, los electrones (electricidad) serían almacenados en los productos. No existe evidencia de tal almacenaje de electrones.

La sustancia que en la reacción suministra electrones es el agente reductor. El agente reductor contiene los átomos que se oxidan  (los átomos que pierden electrones). La sustancia que en la reacción gana  electrones es el agente oxidante. Este contiene los átomos que se reducen (los átomos que ganan electrones).

Si una sustancia suministra fácilmente electrones se dice que es un agente reductor fuerte. Sin embargo, su forma oxidada normalmente es  un agente oxidante débil. Si una sustancia gana electrones con facilidad, se dice que es un agente oxidante fuerte. Su forma reducida es un agente reductor débil.

Número de oxidación

¿Cómo puede determinarse que se ha efectuado una reacción de oxidación-reducción? Esto se logra detectando cualquier desplazamiento electrónico ocurrido durante la reacción. Para indicar los cambios electrónicos, se utiliza el número de

oxidación de los átomos de la reacción. El número de oxidación es la carga aparente de un átomo cuando se asigna un cierto número de electrones a determinados átomos o iones. El cambio de los números de oxidación durante una reacción indica la realización de una reacción de oxidación-reducción.

Por ejemplo, supóngase que el hierro, como reactante tiene un número de oxidación de 2+. Si el hierro aparece como producto con un número de oxidación diferente de 2+  por ejemplo, 3+  ó 0, se ha efectuado una reacción redox  (óxido-reducción).

 Este número de oxidación depende en principio de la posición que tienen los elementos en la tabla periódica y del hecho que presentan los elementos de adquirir la estructura atómica de los gases nobles, es decir el tener ocho electrones en su último nivel de energía

Una de las reglas empíricas fundamentales de la química es que un átomo que contiene ocho electrones en su nivel más externo es particularmente estable. Esta regla se llama regla del octeto. Aunque el átomo de helio tiene únicamente dos electrones en su nivel más externo, también es uno de los elementos excepcionalmente estables. Su nivel más externo también es el primer nivel y sólo acomoda un par de electrones. Por tanto, su nivel más externo está completamente lleno. De manera que se considerara que la regla del octeto incluye al helio.

Tipos de Oxidación

Por lo general, el término oxidación se aplica a procesos cuyas manifestaciones son lentas (oxidación lenta) y en donde la energía que se produce (siempre energía química) no se percibe porque se disipa en el ambiente, por ejemplo, son fenómenos de oxidación lenta: la respiración, la  corrosión de los metales, la putrefacción de la madera, etcétera.

En las oxidaciones rápidas los efectos son inmediatos, claramente visibles, generan grandes cantidades de calor y en ellas, debido a la elevación de la temperatura, se puede producir la llama; a este tipo de reacciones se les llama reacciones de combustión.

Como vimos anteriormente, la oxidación es la pérdida de electrones experimentada por un elemento o un ión en beneficio de otro que se comporta como agente oxidante. Toda pérdida de electrones de una sustancia va acompañada por la ganancia de electrones de otro. A este último proceso se le conoce, como también ya dijimos, con el nombre de reducción.

La  oxidación es el proceso que origina y conduce a la corrosión, tendencia que tienen los metales (y en general todos los materiales de la naturaleza) a recuperar su estado original (situación de mínima energía).

La mayoría de los metales, y el caso particular del hierro (acero), se encuentran en la naturaleza en forma de óxidos, sulfuros y carbonatos: Sulfuro de hierro (piritas), Óxido de hierro (hematites roja / parda, magnetita), Carbonato de hierro (siderita) a partir de los cuales pueden obtenerse mediante la aportación de

Alimentos al vacío,

protegidos de la oxidación

El número de oxidación se

define como: El número de

electrones que un elemento

puede ganar o perder cuando

se combina con los átomos de otro elemento.

grandes cantidades de energía. Los metales así obtenidos se encuentran en una situación inestable por lo que progresivamente vuelven a su estado natural.

Lo mismo sucede con el Zinc, metal que no se encuentra en la naturaleza tal y como lo conocemos sino que se presenta en forma de Sulfuro de zinc (blenda), Óxido de zinc (cincita), Carbonato de zinc ( Smithonita)

La diferencia entre el Hierro y el Zinc la encontramos en que cuando este último se oxida, debido al ataque de los agentes atmosféricos, se recubre de una capa blanca muy estable e insoluble de sales de zinc que impide el progreso de la corrosión mientras nada ni nadie la elimine. En cambio en el hierro, la oxidación se produce progresivamente hasta la total destrucción del metal.

Para realizar el proceso de oxidación se pueden utilizar diferentes mecanismos o sistemas, entre ellos podemos mencionar:

Oxidación química.

Reacción que tiene lugar, por ejemplo, en presencia del oxígeno disuelto del agua en un proceso a través del cual el oxígeno es reducido y el compuesto orgánico es oxidado. (Utilizado para purificar aguas servidas)

Oxidación electroquímica

La oxidación electroquímica (depuración electroquímica) se produce mediante reacciones anódicas (indirectas y/o directas) en las que el oxígeno es transferido desde el disolvente (agua) a los productos que deben oxidarse.

La característica principal del tratamiento es que utiliza la energía eléctrica como vector de descontaminación ambiental.

Oxidación biológica

Llamamos metabolismo al conjunto de reacciones de un organismo. Estas reacciones son producidas por la acción de los microorganismos.

Fauna microbiana intestinal en la oxidación biológica de los alimentos

Los microorganismos son sistemas que necesitan una gran cantidad de energía para mantenerse ordenados. Esta energía se obtiene de la oxidación de compuestos orgánicos reducidos. Los nutrientes proporcionan esos compuestos reducidos y, en el curso de la oxidación, se libera energía (que se acumula en forma de moléculas almacenadoras de energía, especialmente el ATP) y se producen elementos estructurales que servirán para la construcción de nuevas células (crecimiento y diferenciación).

Al proceso por el que se obtiene energía y elementos estructurales básicos a partir de nutrientes se le denomina catabolismo y al que utiliza la energía obtenida en el catabolismo para sintetizar nuevos componentes celulares se le denomina anabolismo. Es importante tener en cuenta que aunque se estudie de forma separada el anabolismo y el catabolismo, ambos tipos de procesos ocurren simultáneamente de forma que conforme se van produciendo elementos estructurales y energía en el catabolismo, esos elementos se usan para formar nuevos componentes celulares en procesos anabólicos.

Un ejemplo de este tipo de oxidación es la Oxidación de los ácidos grasos (metabolismo).

También se utiliza la oxidación biológica en los procesos de purificación de aguas residuales.

La oxidación biológica consiste en suministrar oxígeno al agua residual en unos tanques cuyo volumen está previamente calculado para mantener el agua durante un tiempo de cuando menos ocho horas, regulando el oxigeno disuelto entre 1 a 3 Mg/Lt.

Oxidación térmica

Método de oxidación que empleando hornos se aplica para incinerar de residuos, los que se transforman en materias inertes (cenizas o escorias) y gases a través de una combustión controlada a temperaturas elevadas (900º C).

Estanque para tratar aguas por

oxidación biológica.

Planta para oxidación térmica.

Lo que comúnmente llamamos basura, técnicamente se conoce como desechos sólidos y consiste básicamente de todo material, producto de las actividades humanas, que se bota o elimina por carecer de valor o utilidad.

El compostaje es un proceso biológico controlado de descomposición aeróbica acelerada de los materiales orgánicos. Se puede hacer una comparación entre la combustión (oxidación química) y el compostaje (oxidación biológica). En ambos procesos el carbón presente se oxida (química o biológicamente respectivamente) y si la combustión es completa se tienen como productos dióxido de carbono (CO2), agua (pO) y energía en forma de calor.

Es importante señalar que el oxígeno vital puede desplazarse más todavía por otros gases, tales como el dióxido de carbono. Cuando esto sucede, el resultado es a menudo una atmósfera que puede ser peligrosa o fatal cuando se la respira. Las deficiencias de oxígeno también pueden ser ocasionadas por moho, corrosión, fermentación u otros tipos de oxidación que consumen oxígeno. El impacto de las deficiencias de oxígeno puede ser paulatino o repentino.

Oxidación catalítica

Existen unas sustancias, denominadas catalizadores, que tienen la propiedad de acelerar la reacción de oxidación de los compuestos orgánicos volátiles a temperaturas relativamente bajas, generalmente entre 250 y 350º C, sin experimentar un cambio químico.

Los gases a depurar deben ser calentados hasta alcanzar la temperatura de funcionamiento del catalizador. Este calor necesario es suministrado por un quemador a gas o un calentador eléctrico. Para reducir el consumo energético, puede instalarse un precalentador que aproveche el calor de los gases ya depurados.

Oxidación y respiración

La oxidación es el efecto primario de la respiración en el cuerpo, es un proceso natural que implica que el oxígeno se combine con otra sustancia. Como resultado de esta oxidación, la composición química de ambas sustancias cambia.

Otro ejemplo lo tenemos con la respiración celular, que no es más que la oxidación de glucosa (C6H12O6) a CO2 y la reducción de oxígeno a agua.

La ecuación sumaria para la respiración de la célula es:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Ya vimos que, técnicamente hablando, la oxidación incluye cualquier reacción en la cual se transfieren electrones, la mayoría de las oxidaciones producen grandes cantidades de energía. La oxidación es como una combustión dentro del cuerpo, cuando el oxígeno convierte los azúcares en energía.

Nuestro cuerpo también usa la oxidación como defensa contra bacterias, virus, fermentaciones, etcétera, porque las moléculas oxidantes atacan a las células patógenas y éstas son expulsadas de cuerpo a través del proceso normal de eliminación.

Planta de oxidación catalítica.

Respiración: un proceso de oxidación.