Actividad química de los metales resistentes a la corrosion

ACTIVIDAD QUÍMICA DE LOS METALES Y RESISTENCIA A LA CORROSIÓN: UNA PRÁCTICA SOBRE LA REACTIVIDAD DE LOS METALES FRENTE A OXIDANTES SUAVES
Idoia Ruiz de Larramendi1; José Ignacio Ruiz de Larramendi2
1-Departamento de Química Inorgánica, Facultad de Ciencia y Tecnología,
Universidad del País Vasco, Bº Sarriena s/n, 48940 Leioa, Bizkaia. qibruvii@lg.ehu.es
2-Departamento de Química Inorgánica,Facultad de Farmacia
Universidad del País Vasco, Paseo de la Universidad nº 7, 01006 Vitoria-Gasteiz
qipruloj@vf.ehu.es

Se expone la práctica de reacción de los metales con protones en medio acuoso y con oxígeno seco. Se recogen los resultados no previstos que los alumnos obtienen y se aporta el razonamiento teórico que permite interpretarlos.
1. INTRODUCCIÓN
Cuando se estudia en ellaboratorio el comportamiento de los metales, los alumnos se suelen sorprender al comprobar que, en muchos casos, no hay acuerdo entre lo que esperan ver y los resultados que obtienen.
Es conocido que los metales son elementos químicos que poseen ciertaspropiedades comunes: a temperatura ambiente, excepto el Hg, todos son sólidos, presentan un brillo característico denominado brillo metálico, sonbuenos conductores del calor y de la electricidad, y la mayor parte de ellos tienen en común la capacidad de ionizarse fácilmente, convirtiéndose en cationes.
Al estudiar la reactividad de los metales con oxidantes tales como el agua, los ácidos o el oxígeno, que teóricamente pueden oxidarlos, en el laboratorio no siempre se confirma. Para comprobarlo, se puede empezar tomando unas muestras demetales, por ejemplo Na, Al, Au, Sn, Fe, Zn y observar su reactividad frente al H2O (pH = 7).
Según los potenciales normales de electrodo deben oxidarse Na, Al, Zn, Fe y sin embargo, solo reacciona el Na:
2 Na(s) + 2 H2O 2 Na+(ac) + H2(g) + 2 OH-(ac)
De acuerdo con este resultado se puede pensar que aunque la reacción con el agua es termodinámicamente posible (son exotérmicas), las velocidadesde las reacciones son tan lentas que no se perciben. Sin embargo, aunque las consideraciones cinéticas son importantes, ésta no es la mejor explicación (1).Cuando se sustituye el agua destilada por ácidos diluídos sin aniones oxidantes, (HCl, CH3COOH, etc.) se obtienen los mismos resultados y sólo al aumentar la concentración de H+
(ac), reaccionan Zn, Al, Fe y, en caliente, el Sn, según lareacción:
2 M(s) + 2n H+(ac) 2 M+ (ac) + n H2(g)(M = Na, Zn, Al, Fe, Sn); n = 1, 2, 3;
Frente al oxígeno seco y a temperatura no muy superior a la del ambiente, sólo se observa la reacción con Na:
4 Na(s) + O2(g) 2 Na2O(s)
y con Al, Zn, Fe y Sn, se observa un cambio de aspecto en la superficie de corte reciente, que pasa de brillante a mate.
Estos resultados confunden a los alumnos y leshace dudar de la bondad de sus razonamientos teóricos, ya que no es intuitivo suponer que una capa de óxido(resultado de la corrosión) sea la que actúa como protector de los metales (2).
2. ASPECTOS TERMODINÁMICOS
La termodinámica de los procesos de oxidación-reducción puede comprenderse con facilidad si se consideran los cambios de energía libre (DG) durante los procesos (3).
Se van aconsiderar dos casos:
- procesos espontáneos en las reacciones de oxidación-reducción, y
- fenómenos de corrosión con la temperatura.
2.1. Procesos espontáneos en las reacciones de oxidación reducción
La expresión que relaciona la variación de la energía libre con la fuerzaelectromotriz de una reacción es:
G = -n · F · Ecel
siendo DG la variación de energía libre de la reacción o proceso, n elnúmero de moles de electrones transferidos, F la constante de Faraday (96485 C/mol e-) y Ecel la fuerza electromotriz. En el caso especial en que los reactivos y productos estén en sus condiciones estándar:
Gº = -n · F · Eºcel
El principal criterio para saber si un proceso es espontáneo, es que DG < 0. Como en las expresiones anteriores n y F son cantidades positivas, entones Ecel y Eºcel...