Estudiante

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. Elcaso 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% dela producción de hierro se emplea en reponer el que se ha oxidado.
2Fe2+ (ac) + 1/2O2 (g) + 2H2O –> Fe2O3 (s) + 4H+ (ac)
Otros metales, en cambio, sufren este proceso mucho máslentamente (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 condos 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 elcual 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 suspotenciales 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 tendenia a oxidarse encontacto 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 potencialestándar 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 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