clase de quimica

Cuál es el motivo por el cual el hierro se corroe fácilmente y otros metales no? ¿De qué depende? Pues depende, como hemos visto ampliamente en la teoría de oxidación reducción y en los ejercicios,de sus potenciales estándar de reducción.

El potencial estándar de reducción del par Fe(2+)/Fe es bajo, -0,44V, lo que indica que el hierro metálico tiene tendencia a oxidarse en contacto conelementos que tengan un potencial estándar de reducción superior a este valor (puedes consultar la tabla de potenciales estándar de reducción). En cambio, el potencial estándar de reducción del parAu(3+)/Au es de 1,31V, lo que indica que el catión es prácticamente un oxidante tan potente como el dicromato potásico (1,33V) o como el cloro gaseoso (1,36V). Por ello, el oro metálico no se deja oxidar asícomo así. Se ha ganado a pulso la clasificación de metal precioso gracias a su estupenda configuración electrónica.

Pero el hierro metálico no tiene una configuración electrónica tan favorable quele permita mantener sus electrones en su sitio contra viento y marea, de forma que, en presencia de agua y oxígeno atmosféricos, se oxida. Lo cierto es que el proceso es bastante complejo y todavíaexisten lagunas, pero, a grandes rasgos, sucede en dos etapas que se detallan a continuación:
ETAPA 1:

Oxidación del hierro metálico a Fe(II), que permanece en disolución (no en una disoluciónpropiamente dicha o como acostumbras a ver las disoluciones, sino en la interfase hierro-aire de la superficie del metal. Recordemos que interviene agua de la atmósfera y se crea una especie de película).Lo que sucede en esta etapa es que se da un proceso análogo al de una pila galvánica. La superficie del hierro funciona como ánodo (recuerda que en el ánodo tiene lugar la oxidación) y el Femetálico pasa a Fe(II), según la semirreacción:

Fe –> Fe2+ + 2e

Una región contigua de la superficie del metal funciona como cátodo (recuerda que en el cátodo siempre tiene lugar la reducción), y en...