Quimica

Páginas: 5 (1092 palabras) Publicado: 11 de diciembre de 2012
La oxidación del hierro
Escrito por Quimitube el 13 abril
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 su impacto 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 laproducción de hierro se emplea en reponer el que se ha oxidado. Es decir, de cada 1000 millones, ¡50! ¡Ahí es nada!
Sin duda, recordarás el característico color rojizo de este compuesto:

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, comoocurre 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 dereducción.
El potencial estándar de reducción del par Fe(2+)/Fe es bajo, -0,44V, lo que indica que elhierro 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 catiónes 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 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 susitio 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 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 lasdisoluciones, 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 Fe metálico pasa a Fe(II), según la semirreacción:
Fe–> Fe(2+) + 2e
Una región contigua de la superficie del metal funciona como cátodo (recuerda que en el cátodosiempre 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 salenlos protones que intervienen en la semirreacción de reducción del oxígeno atmosférico 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 ácidosulfúrico presente en la atmósfera debido a la lluvia ácida (reacción del trióxido de azufre, SO3, con agua, para dar H2SO4) en zonas contaminas con óxidos de azufre.
El potencial de esta pila galvánica se puede calcular con los potenciales estándar de reducción de cada una de las dos semirreacciones:
Eo = Eo(cátodo) – Eo(ánodo) = 1,23 – (-0,44) = 1,67V
Un valor positivo considerablemente alto...
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