Reacciones redox

Dos metales frente a frente

Para realizar esta experiencia necesitamos una cadena de plata oscurecida, una bandeja de aluminio, bicarbonato, sal y agua.

1. 
   
   Calentamos un poco de agua y añadimos un par de cucharadas de sal y otro para de cucharadas de bicarbonato. Agitamos la mezcla con una cuchara.
2. 
   
   Ponemos la cadena de plata en la bandeja de aluminio y añadimos la mezcla caliente. En unos minutos podemos apreciar que la cadena recupera su brillo natural.

Si es necesario puedes repetir el experimento para lograr un resultado mejor.

EXPLICACIÓN

Los objetos de plata se oscurecen por el sulfuro de plata que se forma en la superficie al reaccionar el sulfuro de hidrógeno presente en el aire con la plata. Para eliminar el sulfuro de la plata necesitamos una reacción química que invierta el proceso, es decir, que transforme el sulfuro de plata en plata. Esto se puede lograr con el aluminio y la mezcla caliente de agua, sal y bicarbonato. El aluminio de la bandeja reacciona con el sulfuro de plata de la cadena liberando plata y produciendo sulfuro de aluminio que queda en la bandeja.

Sulfuro de plata + aluminio = plata + sulfuro de aluminio

La mezcla caliente permite y acelera la reacción. La cadena recupera su brillo al librarse del sulfuro de plata y la bandeja de aluminio se oscurece por culpa del sulfuro de aluminio que se deposita en su superficie. Si nos aproximamos a la bandeja podemos sentir el olor desagradable del ácido sulfhídrico que se forma en pequeñas cantidades. La reacción química producida es un ejemplo de reacción de oxidación-reducción (redox), donde se produce una transferencia de electrones entre la plata y el aluminio.

CORROSIÓN GALVÁNICA

Es la más común de todas y se establece cuando dos metales distintos entre sí actúan como ánodo uno de ellos y el otro como cátodo. Aquel que tenga el potencial de reducción más negativo procederá como una oxidación y viceversa aquel metal o especie química que exhiba un potencial de reducción más positivo procederá como una reducción. Este par de metales constituye la llamada pila galvánica. En donde la especie que se oxida (ánodo) cede sus electrones y la especie que se reduce (cátodo) acepta los electrones.

El aluminio se degrada u oxida menos que el hierro porque este metal tiene un potencial de oxidación muy pobre o mejor un potencial de reducción elevado. Esto te quiere decir que al tener un potencial de oxidación pobre, el metal no tiende a perder electrones. Amén de esto, el aluminio se oxida solo una vez, generando una capa protectora llamada capa pasivante la cual protege al mismo aluminio de la corrosión. Esta capa tiene esa "habilidad" puesto que es más noble que el aluminio. Es por eso que en las estructuras de aluminio nunca le sacan la capa verdosa que se le forma después de un tiempo. Justamente esa capa es la mencionada anteriormente. A diferencia del aluminio, el hierro no posee estas cualidades. Es decir que este metal, el hierro, pierde electrones con facilidad, por lo tanto se oxida y la capa protectora que se genera luego de oxidarse no cumple con las condiciones de ser denominada pasivante. Dado esto, el hierro, se oxida y practicamente puede llegar a desaparecer si es que no se lo protege, alea con otros metales, no metales (como en el caso del acero ).

El control de la corrosión es de suma importancia para preservar los equipos, tuberías o cualquier otra pieza de metal para evitar perdidas, ya que no se pude impedir completamente la perdida de los metales por corrosión; aunque en los últimos años se han suscitado grandes avances en la detección y control de la corrosión.

Todos los metales y las aleaciones son susceptibles a sufrir el fenómeno de corrosión, y no existe material que no lo resista, inclusive el oro conocido por su increíble resistencia a la atmósfera, se corroe si se tiene el contacto con el mercurio a temperatura ambiente.

Una definición de corrosión: "La destrucción de un metal, debido a una reacción química o electroquímica con el medio ambiente".

Algunas de la reacciones de corrosión pueden dar como resultado un deterioro rápido del metal, en tanto que en otras las propiedades del metal permanecen prácticamente inalteradas. La corrosión se puede clasificar en varias formas:

a) Húmeda o seca.

La corrosión húmeda ocurre cuando un líquido está presente, la corrosión seca es causada por vapores o gases y generalmente va a asociada con temperaturas altas.

b) Por reacción química directa o reacción electroquímica. La combinación directa sucede cuando existe una reacción entre el metal y otros elementos o compuestos no metálicos. La corrosión por reacción electroquímica sucede en presencia de líquidos conductores de electricidad (electrolito). La mayor parte de la corrosión es causada por líquidos. La teoría electroquímica puede ser recordad estudiando el funcionamiento de una celda galvánica, que trasforma la energía química en energía eléctrica, por medio de reacciones de oxido reducción. A estas celdas galvánicas también se les conoce con el nombre de pila voltaica. La reacción que ocurre en el electrodo de zinc es la siguiente: Zn – 2e Zn+4 2e En el electrodo existe una reacción de oxidación (perdida de electrones) se le llama ánodo. La reacción que ocurre en el electrodo de cobre es : Cu+4 + 2e Cu En el electrodo que existe una reacción de reducción (ganancia de electrones) se le llama cátodo. Los electrodos que pierde de Zinc (ánodo) pasan a través del alambre de la conexión eléctrica al electrodo de cobre (cátodo), en donde atraen a los iones cúpricos neutralizándolos, y el cobre se deposita. La corriente que pasa a través del alambres un flujo de electrones, en cambio la solución que pasa a través de la solución es un flujo de iones positivos que se acercan al cátodo y de iones negativos que se dirigen al ánodo. La diferencia del potencial que se mide en el voltímetro, es una media de la tendencia de un metal a perder o ganar electrones y recibe el nombre de potencial de oxidación o potencial electrodo. La determinación del potencial de oxidación de un metal es difícil de determinar debido a que la corriente solo puede fluir en un circulo completo, si se elimina el ánodo o el cátodo de una celda no hay flujo de corriente y no es posible determinar su diferencia de potencial. Por está razón es imposible determinar el valor absoluto de un electrodo de un solo metal. Esta es la causa por la cual se hacen determinaciones de la cual se atribuye una potencial de oxidación a cero. Los 3 electrodos de referencia mas comunes son el cobre-sulfato de cobre, el de calomel y el hidrógeno. En la siguiente tabla se indican los valores del potencial de electrodo o potencial de oxidación de los metales con respecto al hidrógeno, esta tabla se conoce como serie Electromotriz de los metales. Debe advertirse que los valores de potencial de oxidación se tomaran el base a soluciones 1 M de los iones respectivos a una temperatura de 25°C; ya que el potencial de oxidación varía con la concentración y con la temperatura.

La serie electro motriz indica lo siguiente:

· La tendencia relativa de los metales a ganar o perder electrones. Los metales que tienen potenciales positivos se comportan como ánodos con el electrodo de hidrógeno y tienen tendencia a entrar en la solución en forma de iones, los metales que tienen potenciales negativos se comportan como cátodos con el electrodo de hidrógeno y tienen tendencia a salir de la solución. Un potencial negativo significa que se tiene que suministrar energía para que se realiza la reacción indicada.

· Los metales que están arriba en la serie reaccionan fácilmente y son poco resistentes a la corrosión.

· En una solución, un metal desplazará a cualquier otro que esté debajo de él en la serie electromotriz. Por ejemplo: el hierro reemplazará al cobre en una solución de cobre.

· La serie nos dice si un metal será atacado por un ácido en forma espontánea, es decir, sin suministrar energía. Los metales que están arriba del hidrógeno, son atacado por los ácidos debido a que desplazan al hidrógeno.

· La magnitud del potencial generado cuando dos metales forman una carga galvánica. Por ejemplo el cobre y el aluminio forman una celda con una diferencia de potencial grande: (-0.345 - 1.67) = - 2.015 Volts Cu Al

· Cuando dos metales diferentes forman una celda que está arriba en la serie electromotriz actuará como ánodo y el otro como cátodo. Pasividad Existen varias excepciones en la información que nos proporciona la serie electromotriz debidas al fenómeno de pasivación de los metales. Algunos metales no se comportan como lo indica la serie electromotriz, por ejemplo, el aluminio se encuentra en la serie cerca de extremo activo, pero en su superficie puede formarse una película de óxido de aluminio que lo vuele pasivo. Un metal pasivo puede convertirse en activo si las condiciones del medio ambiente cambian; en otras palabras, un metal o una aleación se comportan como activo o como pasivo en relación con algún medio ambiente particular.