Holaaaaaaaaaaaaa

Y cuando estaba a punto de olvidarte, se te ocurrió volverme a escribir.
Ven mis sueños te esperan.
Querido cerebro... hazme el favor de dejar de pensar tanto en las noches... necesito dormir.
La oxidación del hierro
Como sabrás, algunos metales sufren una reacción de oxidación expuestos a la intemperie y forman óxidos, es decir, sufren un proceso de corrosión. El caso más conocido por suimpacto económico y por ser el más visual, es el del hierro en su última fase: la formación de herrumbre, óxido férrico, Fe2O3. Aproximadamente un 5% de la producción de hierro se emplea en reponer el que se ha oxidado. Es decir, de cada 1000 millones, ¡50! ¡Ahí es nada!

el hierro tiene 2 números de oxidación o dos valencias que son 2 y 3 por lo que realizara dos reaccione con el oxígeno así:para hierro 2 es: 2 Fe + O2 dará 2 FeO
para hierro 3 es: 4 Fe + 3 O2 dará 2 Fe2O3
Otros metales, en cambio, sufren este proceso mucho más lentamente (como ocurre con el cobre, sobre el que se forma una pátina verdosa, o la plata) o, simplemente, no se corroen y permanecen siempre brillantes, como ocurre con dos metales preciosos: el oro y el platino (esta capacidad de brillar “indefinidamente”y de no corrosión es una de las cualidades que los encarecen).


¿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 queel hierro metálico tiene tendencia a oxidarse en contacto con elementos 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 par Au(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 elcloro gaseoso (1,36V). Por ello, el oro metálico no se deja oxidar así como 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 que le permita mantener sus electrones en su sitio contra viento y marea, de forma que, en presencia de agua y oxígeno atmosféricos, seoxida. Lo cierto es que el proceso es bastante complejo y todavía existen 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 disolución propiamente dicha o como acostumbras a ver las disoluciones, sino en la interfase hierro-aire de la superficie del metal. Recordemos queinterviene 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 Fe metálico pasa a Fe(II), según la semirreacción:

Fe –> Fe(2+) + 2e

Una región contigua de la superficie del metal funciona comocátodo (recuerda que en el cátodo siempre tiene lugar la reducción), y en él se produce la reducción del oxígeno atmosférico a agua, según la semirreacción:

1/2 O2 (g) + 2H(+)(ac) + 2e –> H2O (l)

La reacción global es:

Fe(s) + 1/2 O2 (g) + 2H(+)(ac) –> Fe(2+)(ac) + H2O (l)

Probablemente te preguntes de dónde salen los protones que intervienen en la semirreacción de reducción del oxígenoatmosférico a agua si, en principio, no tenemos ningún ácido. Estos protones proceden de diversos ácidos que encontramos en el ambiente, por ejemplo el ácido carbónico, H2CO3 (¡el de los refrescos con gas!) que se produce por reacción entre el dióxido de carbono atmosférico, CO2, y el agua; o bien por el ácido sulfúrico presente en la atmósfera debido a la lluvia ácida (reacción del trióxido de...