oxidacion

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 conocidopor su impacto económico y por ser el más visual, es el del hierro en su última fase: la formación de herrumbre,óxido férrico, Fe2O3.

¿Cuál es el motivo por el cual el hierro se corroe fácilmente yotros 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 estándarde reducción del par Fe(2+)/Fe es bajo, -0,44V, lo que indica que el hierro metálico tiene tendencia a oxidarse en contacto con elementos que tengan unpotencial estándar de reducción superior a estevalor (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 unoxidante tan potente como el dicromato potásico (1,33V) o como el cloro gaseoso (1,36V). Por ello, el oro metálico no se deja oxidar así como así. 

Pero el hierro metálico no tiene una configuraciónelectrónica 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, se oxida.











Se divideen 2 etapas;

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 interfasehierro-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 pilagalvánica. 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...