TEMA 8. Conceptos y Procesos Redox. Esas reglas son las mismas que hemos empleado en formulación:

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1 TEMA 8. Conceptos y Procesos Redox. 1-.Oxidación-reducción. Principios Generales Semireacciones. 1.. Reacciones de desproporción. -.Procesos Redox espontáneos. Celdas voltaicas. 3-.Potencial y energía líbre. Ecuación de Nernst. 4-.Procesos Redox no espontáneos. Electrólisis y leyes de Faraday. 1. Reacciones de Oxidación-Reducción Son aquellas reacciones en las que el estado de oxidación de una o más sustancias cambia en el transcurso de las mismas. El empleo de estados de oxidación es un método conveniente para contar, pero en general, el estado de oxidación de un elemento no debe tomarse como el equivalente a su carga en un compuesto químico. El estado o número de oxidación es un número arbitrario que se asigna a un determinado elemento en una combinación química, que viene a dar una medida de la extensión en que tendría que oxidarse o reducirse un elemento, en estado libre, para llegar al estado en que se encuentra dicho compuesto. Dada la arbitrariedad de dicho valor, es necesario establecer unas reglas de modo que los estados de oxidación asignados a los elementos en diferentes compuestos sean siempre los mismos. Esas reglas son las mismas que hemos empleado en formulación: El número de oxidación de una especie en estado elemental es 0. El número de oxidación de un ión es igual a la carga de dicho ion. La suma de los número de oxidación de los distintos átomos es 0 en una molécula neutra. La suma de los números de oxidación de los distintos átomos es igual a la carga del ion. Ciertos átomos tienen siempre los mismos números de oxidación. Groupo 1 metales (Li, Na...) 1 Groupo metales (Be, Mg...) Flúor es -1 Oxigeno es casi siempre -. (Excepto para peroxidos (O - ) donde es 1 y superoxidos.(o - ) donde es 1/) Etc... Qué es el número de oxidación de manganeso en Mn? El número de oxidación global del ion es -1. Oxigeno casi siempre tiene valor de -, y hay cuatro. Por tanto, Qué es el número de oxidación de cromo en el ion, Cr -? El número de oxidación global del ion es igual a su carga on the ion (-). La suma de los números de oxidación es igual a la carga. Hay cuatro oxígenos cada uno tiene número de oxidación de. Oxidación es el proceso de perdida de electrones por parte de una molécula, átomo o ion. reducción el proceso inverso, la ganancia de electrones. (disminuye, se reduce el estado de oxidación de la molécula, átomo o ion) En un proceso redox se produce una transferencia de electrones del átomo que se oxida al átomo que se reduce. Si una sustancia se oxida, otra se reduce. Zn(s) H (ac) Zn (ac) H Para determinar si una reacción química es una reacción redox, tenemos en cuenta el estado de oxidación de los elementos que participan. La sustancia que hace posible que otra sustancia se oxide se llama agente oxidante, esto implica que el oxidante se reduce. De modo similar, el agente reductor es aquella especie que reduce a otra, es decir el reductor se oxida. Zn(s) H (ac) Zn (ac) H El Zn es el reductor y el H es el oxidante. 1.1 Semireacciones Cuando se ajusta una reacción química debe conservarse la masa. La cantidad de cada elemento debe ser la misma en ambos lados de la ecuación Debe ajustarse también el número de electrones. Si una sustancia pierde un cierto número de electrones, entonces otra sustancia debe ganar ese mismo número de electrones. 1

2 En una reacción redox, una especia gana electrones mientras otra los pierde. Ajuste de ecuaciones Redox. Método del ión-electrón Etapas generales: Se escriben por separado las semirreacciones de oxidación y reducción Se ajustan los coeficientes en las dos semiecuaciones para tener el mismo número de electrones en ambas. Aunque la oxidación y reducción son procesos simultáneos, es conveniente por comodidad considerarlos como procesos individuales. Consideraremos que la reacción neta es la suma de dos semirreacciones que trascurren simultáneamente Sn (ac) Fe 3 (ac) Semirreacciones: Sn 4 (ac) Fe (ac) Se suman las dos semirreacciones cancelándose los electrones. Para ajustar las semireacciones debemos tener en cuenta si la disolución es ácida o básica Oxidación Sn (ac) Sn 4 (ac) e - Reducción Fe 3 (ac) e - Fe (ac) Ejemplo 1: La reacción entre el ion permanganato Mn y el ion oxalato C en disolución ácida. Mn (ac) C (ac) Las dos semirreacciones 7 Reducción: Mn (ac) Oxidación:C (ac) 3 4 Mn CO Mn (ac) Se reduce (es el oxidante) CO Se oxida (es el reductor) Primero se ajustan los átomos distintos a H y O Si la reacción se lleva a cabo en medio ácido se añaden moléculas de H O al miembro deficiente en oxígeno hasta igualar ambos miembros en átomos de oxígeno. Después se pueden sumar H al lado deficiente en hidrógeno. 4) Se ajusta las cargas sumando electrones a uno de los miembros (se sumaran e - en el miembro de la derecha en la oxidación y para la ec. de reducción en la izquierda) La carga total de los reactivos es 7 y de los productos. Para balancear la carga se añaden 5e. Para la semirreacción de oxidación: C (ac) CO e Es necesario multiplicar cada semirreacción por un factor apropiado de modo que el número de electrones ganados en una media reacción sea igual al número de electrones perdidos en la otra. Las dos semirreacciones se suman para dar la ecuación ajustada global. Mn (ac) 16H 5C (ac) Mn (ac) 8H O 10CO Cu Cu 4H NO 3 NO H O KMn (ac) 16HCl(ac) 5NaC (ac) MnCl (ac) 8H O 10CO KCl 10NaCl Ejemplo : Cu HNO 3 Medio ácido Cu(NO 3 ) NO H O Oxidación: Cu Cu Reducción: NO 3 5 NO 3Cu 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) NO 4H O

3 Ejemplo 3: Cr 3 I OH Cl 3 Oxidación Cr 3 CrO 4 I I 1 Reducción Cl Cl Medio básico CrO 4 IO 4 Cl H O Si la reacción tiene lugar en medio básico debemos añadir alguna etapa: Después de ajustar las semirreacciones como si la reacción tuviese lugar en medio ácido y sumarlas, se suman en ambos lados de la ecuación global obtenida y tantos OH - como iones H aparezcan. Se combinan los H y OH - en el lado de la ecuación donde estén juntos para dar moléculas de H O (como si se tratara de un proceso ácido-base). 6 7 Cr 3 16H O I 11Cl Cr 3H I Cl 1. Reacciones de desproporción o dismutación: Cuando en una proceso redox una misma sustancia se oxida y se reduce a la vez se denominan reacciones de desproporción. Ejemplo: H O (aq) H O(l) O reducción: H O (aq) H e - H O oxidación: H O (aq) O H e - 3OH - Cr 3 16H O I 11Cl Cr 16H O I Cl Distinguimos dos tipos de celdas electroquímicas en función de la termodinámica de las reacciones: Celda voltaica o galvánica: Celda electrolítica: Un ejemplo sería la siguiente celda voltaica o electroquímica: La reacción entre Zn metálico e iones Cu es una reacción redox espontánea. El Zn metálico se oxida y el ión Cu se reduce. La reacción inversa no es espontánea. Procesos Redox espontáneos. Celdas voltaicas. Una reacción redox espontánea implica una transferencia de electrones, este movimiento de electrones puede utilizarse para realizar un trabajo eléctrico. El dispositivo utilizado se denomina celda voltaica. El movimiento o transferencia de electrones se produce a través de un camino externo en lugar de ocurrir directamente entre los dos reactivos. Zn(s) Zn (ac) e - Cu (ac) e - Cu(s) 3

4 Si ponemos en contacto una disolución de CuS con una chapa de Zn, observamos como el Zn metálico se disuelve, al tiempo que se consumen los iones Cu de la disolución a depositándose Cu metálico bien en el fondo del tubo de ensayo o bien sobre la superficie de Zn. Si separamos los dos compartimientos (separamos las semireacciones) uno que contiene CuS (1M) y un electrodo de Cu y un segundo compartimiento formado por ZnS (1M) y un electrodo de Zn la reacción no tiene lugar a menos que ambos compartimentos se conecten mediante un circuito externo. Zn Zn Zn Cu CuS Cu(s) Ag (aq) Cu(s) Zn (aq) Zn Cu SO 4 ZnS CuS Cu (aq) Ag(s) No hay reacción La solución es conectar ambas disoluciones por lo que se conoce como puente salino Flujo de electrones (-) Anodo Zn e - NO 3 - Voltímetro Puente salino K Cu Catodo () La celda voltaica puede considerarse formada por dos medias celdas: Ánodo (media reacción de oxidación) Zn(s) Zn (ac) e - Cátodo (media reacción de reducción) Cu (ac) e - Notación de una celda voltaica: Zn(s) Zn (ac) Cu (ac) Cu(s) Cu(s) El ánodo (donde tiene lugar la oxidación) se sitúa a la izquierda El cátodo (donde tiene lugar la reducción) se sitúa a la derecha. El limite entre dos fases (por ejemplo, un electrodo y una disolución) se expresa por una línea vertical, los componentes que estan en la misma fase se separarían por comas. El limite entre dos semiceldas (frecuentemente un puente salino) se expresa por una doble línea vertical Potencial de celda El flujo de electrones desde el ánodo al cátodo se debe a la diferencia de energía potencial entre ambos. - Zn flujo de e Cu La diferencia de energía potencial por carga eléctrica entre dos electrodos se mide en voltios. 1 voltio(v) es la diferencia de energía potencial que se requiere para impartir 1 julio(j) de energía a una carga de 1(Coulombio)C. 1 V = 1 J/C La diferencia de potencial entre las medias celdas proporciona la fuerza electromotriz que empuja los electrones a través del circuito externo, se llama potencial de celda o voltaje de celda. Se conocen también como celdas EMF (electromotive force) Un potencial de celda positivo implica que la reacción es espontánea, es decir, se esta produciendo la oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo ZnS mayor densidad de carga electrónica CuS menor densidad de carga electrónica Si el potencial de celda es negativo la reacción espontánea es la inversa Si el potencial de celda es cero significa que la reacción redox ha alcanzado el equilibrio 4

5 Se define potencial estándar de celda Eº celda como el potencial de celdas que operan a 5 ºC, concentraciones 1M y presión de 1 atm para aquellos reactivos gaseosos. En lugar de trabajar con potenciales de celda, (dada la gran posibilidad de combinaciones) se ha optado por asignar un potencial estándar a cada semicelda y usar estos valores después para calcular el potencial de celda. Para tabular los distintos potenciales estándar de reducción se asigna un potencial estándar de reducción a una semirreacción de referencia. La semirreacción de referencia es la reducción de H (ac) a H en condiciones estándar, a la cual se le asigna un Eº red = 0 V Por convención el potencial asociado a cada electrodo se elige de modo que sea el potencial asignado a un proceso de reducción en ese electrodo. H (ac) e H Zn (ac) e - Cu (ac) e - Zn(s) Cu(s) Pt H (g, 1atm) H (1M) El potencial estándar de celda se calcula: Eº celda = Eº red (cátodo) Eº red (ánodo) Es posible ya calcular los potenciales estándar de reducción de otras medias celdas referidas a esta referencia. Una celda voltaica que emplea un electrodo estándar (Standard Hydrogen Electrode (SHE)) consiste en un alambre de platino conectado a una hoja delgada de Pt cubierta de Pt finamente dividido, conocido como negro de platino, y que sirve como superficie inerte para la reacción. El electrodo esta encerrado en un tubo de vidrio de modo que se puede burbujear H gaseoso sobre el Pt y la disolución que contiene H (ac) bajo condiciones estándar La segunda semicelda es un electrodo estándar Zn Zn La reacción espontánea será Zn(s) H (ac) Zn (ac) H notación de la celda Pt H (g,1atm) H (1M) Zn (ac) Zn(s) El potencial estándar de la celda Eº celda = 0,76 V = Eº red (cátodo) Eº red (ánodo) = 0 V Eº red (ánodo) Eº red (ánodo) = 0,76 V Zn (ac) e - Zn(s) Eº red = 0,76 V Puesto que el potencial eléctrico mide energía potencial por carga eléctrica, los potenciales estándar de reducción son propiedades intensivas, es decir, la modificación del coeficiente estequiométrico de una media reacción no va a afectar el valor del potencial estándar de reducción. Cuanto más positivo es el valor de Eº red mayor es la fuerza impulsora de la reducción. Para que una celda opere espontáneamente la reducción en el cátodo debe tener un valor más positivo que el potencial de reducción del ánodo. E o celda = Eo red (cátodo) Eo red (ánodo) > 0 reacción espontánea E o red (cátodo) > Eo red (ánodo) Por ejemplo F con Eº red =,87 V es un buen agente oxidante, igual que Mn, Cr O 7, NO 3 todos ellos con valores de Eº red positivos y altos. Standard Reduction Reduction Half-Reaction Potential, (Eº red) in Volts 0.80 Ag (aq) e - Ag(s) 0.34 Cu (aq) e - Cu(s) 0 H (aq) e - H -0.8 Ni (aq) e - Ni(s) Zn (aq) e - Zn(s) Las tablas de actividad de los metales ordenan los compuestos según un orden decreciente en la facilidad con que se reducen. El ion Li con Eº red = 3,05 V es una especie que se reduce con gran dificultad, La reacción inversa de oxidación de Li es muy favorable, y es por tanto un buen agente reductor Li (aq) e - Li(s) En este tipo de tablas el litio es el metal que más fácilmente se oxida es decir, el que tiene un potencial estándar de reducción más bajo (más negativo). 5

6 Potencial de celda y cambio de Energía libre Ecuación de Nernst. Efecto de la concentración sobre E celda La energía libre de Gibbs es una medida de la espontaneidad de un proceso. El potencial de celda mide la espontaneidad de una reacción redox, Ambos valores pueden relacionarse según la siguiente ecuación. G = nfe celda Siendo n el número de moles de electrones transferidos y F la constante de Faraday o cantidad de carga eléctrica de un mol de electrones, cantidad conocida como un Faraday. 1 F = C / mol e - Puesto que 1 V = 1 J / C 1 F = J /V.mol e - Tanto n como F son valores positivos, por tanto un valor positivo en el potencial de celda origina un valor negativo de energía libre, ambos indican que la reacción es espontánea. En condiciones estándar: Gº = nfeº celda El cambio de energía libre esta relacionada con el cambio de energía estándar. G = Gº RTlnQ W.H. Nernst Premio Nobel de Química, 190 Siendo Q cociente de reacción (relación entre las concentraciones de productos y reactivos en un determinado momento) Cociente de reacción Q, se define como la expresión Q = c d [ C] [ D] [ A] a [ B] b aa bb Sustituyendo: G = nfe celda en G = Gº RTlnQ nfe = nfe o RTlnQ Despejando se obtiene la ecuación de Nernst RT E = Eº lnq nf cc dd Si alguna de las especies que intervienen en el proceso electroquímico es sólido, su concentración se considera la unidad; así mismo, el H O no intervienen en la expresión logarítmica cuando el proceso se realiza en disolución acuosa. Que suele expresarse en términos de logaritmos comunes como: Log 10 =,303 LnN =,303 logn,303rt E = Eº logq nf A 98 K :,303 RT/F = 0,059 V 0,059 E = Eº logq n Constantes de equilibrio a partir de potenciales de electrodo El sistema está en equilibrio cuando G = 0 Puesto que G = nfe, un potencial 0 indica que no se está produciendo una reacción neta en una celda voltaica, la reacción ha alcanzado el equilibrio. Es decir Q = K eq El estaño se oxida en el ánodo y el hierro se reduce en el cátodo, la energía química proporcionada por la celda voltaica puede utilizarse en realizar un trabajo eléctrico, sin embargo la concentración de Fe(III) y Sn(II) disminuyen durante este proceso. 0,059 0 = Eº log n K eq neº log K eq = 0,059 Un procedimiento usado en análisis cualitativo es la reducción de Fe(III) a Fe(II) por Sn(II). Sn (ac) Fe 3 (ac) Sn 4 (ac) Fe (ac) Tiene lugar cuantitativamente hacia la derecha, es decir, el sentido que sería de esperar en una celda voltaica formada por semilceldas de estaño y hierro en condiciones estándar. Para cada semicelda se puede escribir la ecuación de Nernst: E( Sn) E( Fe) log [ Sn ] 4 [ Sn ] = log Fe [ 3 ] Fe [ ] = 6

7 Queremos obtener el valor de la constante de equilibrio para la reacción: Sn (ac) Fe 3 (ac) Sn 4 (ac) Fe (ac) K = 4 [ Sn ] [ Fe ] 3 [ Sn ] Fe ] Puesto que en equilibrio solo hay un valor de potencial E = E(Sn) = E(Fe) log Reagrupando términos: 4 [ Sn ] [ Sn ] = log = log [ Sn ] 4 [ Sn ] log [ Fe ] [ ] 3 Fe [ Fe ] 3 [ Fe ] = log = log = log K 1.30 = log K 0.80 = log K K = [ Sn ] [ Fe ] 4 [ Sn ] [ Fe ] 4 [ Sn ] [ Fe ] 3 [ Sn ] Fe ] Cómo depende el potencial del par H / H del ph cuando la presión del hidrógeno es 1,00 bar y la temperatura de 5 ºC? La semirreación de reducción es La ecuación de Nernst correspondiente al par es Por tanto, con p(h ) = 1 bar H (ac) e 0,059 p(h E = Eº log E(H, H ) = 0,059 V ph H ) [ ] H Cuál es el potencial de reducción del MnO 4 a Mn en disolución neutra (ph = 7) y concentración de MnO 4 de 1,00 M y Mn de 0,55 M? La semirreación de reducción es MnO 4 (ac) 8H (ac) 5e Mn (ac) 4H O(l) Eº = 1,51 V Es decir, el potencial de reducción se hace más negativo en 0,059 V por cada unidad de aumento del ph. Calcular el potencial de electrodo del sistema Sn / Sn(s) en disolución de Sn 1, M. Sn e Sn(s) Eº = 0,14 V Hallar el potencial de la reacción: Cr O 7-6I 14H Cr 3 3I 7H O [Cr O - 7 ] = 0,50 M [I ] = 0,10 M [Cr 3 ] = 0,0 M [I ] = 0,010 M [H ] = 0,010 M 7

8 Pilas de concentración El hecho de que la concentración de las especies de un sistema influya en el potencial del mismo sugiere que sea posible construir una pila que genere un cierto potencial, existiendo en ambas celdas el mismo sistema aunque a diferente concentración. A este tipo de celdas o pilas se les denomina de concentración. Se construye una pila en la que una de las semiceldas la forma un electrodo de Ag sumergido en una disolución de Ag 1,0 M y la otra un electrodo de Ag en una disolución de Ag 0,01 M El potencial de cada uno de los electodos será: 0,059 1 E = 0.80 log = 0,68V 1 [ 0,01] Para que el intercambio electrónico sea espontáneo, el potencial de la pila ha de ser positivo; esto obliga a que la semicelda donde la [Ag ] = 1,0 M actué como cátodo, y [Ag ] = 0,01 M como ánodo. Ag (1 M) Ag (reducción) E = 0,80 V Ag 1,0 M / Ag: E = Eº = 0,80 V Ag Ag (0,01 M) (oxidación) E = -0,68 V Ag 0,01 M / Ag: E 0,059 Eº log 1 1 [ Ag ] = E = 0,80 0,68 = 0,1 V Baterías y aplicaciones: Baterías primarias (no recargables) Pila seca, o pila de Lecanché Pilas alcalinas Pilas de mercurio y plata (botón) Baterias secundarias (recargables) Batería de plomo-ácido (automoviles) Batería Niquel-Cadmio (Nicad) Bateria de Litio Baterías de flujo (celdas de combustible). Pila seca, o pila de Lecanché Reacciones: Zn(s) Zn (aq) e - MnO (s) H O(l) e - Mn O 3 (s) OH - NH 4 OH - NH 3 H O(l) NH 3 Zn (aq) Cl - [Zn(NH 3 ) ]Cl (s) Pila alcalina Baterías plomo-acido Es una pila seca mejorada, donde el electrolito es una pasta de KOH Pila mercurio y plata Zn(s) Ag O(s) ZnO(s) Ag(s) E cell = 1.8 V Cátodo: PbO (s) 3 H (aq) HS- (aq) e - PbS (s) H O(l) Ánodo: Pb (s) HS- (aq) PbS (s) H (aq) e - E cell = E PbO/PbSO4 - E PbSO4/Pb = 1.74 V (-0.8 V) =.0 V 8

9 Baterías de flujo (celdas de combustible). O H O(l) 4 e - 4 OH - (aq) Baterías níquel-cadmio Cd(s) NiO(OH)(s) H O(l) Ni(OH) (s) Cd(OH) (s) Baterías de Litio {H OH - (aq) H O(l) e - } H O H O(l) Li(s) MnO (s) LiMnO (s) E cell = E O/OH - - E HO/H = V (-0.88 V) = 1.9 V 4-.Procesos Redox no espontáneos. Electrólisis Las celdas voltaicas están basadas en reacciones espontáneas de oxidaciónreducción. A la inversa es posible utilizar energía eléctrica para llevar a cabo reacciones redox no espontáneas. Una celda electrolítica se compone de dos electrodos introducidos en una sal fundida o una disolución. e e Se puede usar electricidad para descomponer NaCl fundido en los elementos que lo componen. NaCl(l) Na(l) Cl Los iones sodio Na toman electrones en el electrodo negativo reduciéndose Esta clase de procesos impulsados por una fuente externa de energía se llaman electrólisis y se llevan a cabo en celdas electrolíticas. e Na Cl e Los iones cloruro Cl dan electrones en el electrodo positivo oxidandose En la celda electrolítica el convenio de signos es opuesto al correspondiente a una celda voltaica. Cuando se utiliza una disolución acuosa en una celda electrolítica debemos considerar si el agua es el soluto que se va a oxidar o reducir. El agua se puede oxidar para generar O o reducir para formar H. e e Por ejemplo, no se puede preparar Na por electrólisis de disoluciones acuosas de NaCl, ya que el agua se reduce con mayor facilidad que el Na. Cátodo Ánodo e Na Cl e - Redución: Cátodo Na (l) e Na(l) Oxidación: Ánodo Cl Cl e H O(l) e H OH (ac) Eº red = 0,83V Na (l) e Na(l) Eº red =,71V 9

10 Las reacciones que pueden tener lugar en el ánodo son: Cl Cl e Eº red = 1,36V H O(l) 4H O 4e Eº red = 1,36V Eº celda = Eº red(cátodo) Eº red(ánodo) = 0,83 1,36 =,19 V El valor del Eº celda es negativo, nos indica que el proceso no es espontáneo sino que es impulsado por una fuente de energía externa. Estos potenciales de media reacción son similares. Sin embargo, el voltaje efectivo que se requiere para una reacción de electrolisis es veces mayor que el voltaje teórico basado en los potenciales de electrodo. Aspectos cuantitativos de la electrólisis: Leyes de Faraday La estequiometria de una media reacción nos dice cuantos electrones se necesitan para llevar a cabo un proceso electrolítico, Na (ac) e Na(s) Cu e Cu(s) La cantidad de sustancia que se reduce o se oxida es directamente proporcional al número de electrones que entran en la celda. La cantidad de carga que pasa a través de un circuito eléctrico como es la celda electrolítica se mide en coulombs. 1mol electrones = C = 1F 1mol electrones = C = 1F No se puede medir la carga electrica directamente, lo que medimos es la intensidad de corriente, es decir la carga que fluye por unidad de tiempo. La unidad de corriente en el sistema internacional es el Amperio (A): 1A=1C/s Así para calcular el número de moles de electrones implicados en una reacción de electrólisis: nº de moles=intensidad(c/s)*tiempo(s)*(1mol e - /96500C) Ejemplo (nº10 del seminario): calcula la masa de aluminio que se produce en una hora por electrólisis de AlCl 3 fundido si la corriente eléctrica es de 10,0A Corrosión Para casi todos los metales la corrosión es un proceso termodinámicamente favorable en aire a temperatura ambiente. Cátodo O 4H (ac) 4e H O(l) Eº red = 1,3 V Uno de los procesos de corrosión más conocidos es la oxidación del hierro. El proceso de oxidación del hierro requiere oxígeno, el hierro no se oxida en presencia de agua a menos que exista oxígeno. La oxidación también requiere agua, no se produce en aceite incluso si esta contiene oxígeno. Otros factores que afectan al proceso son el ph y la presencia de sales. Ánodo Fe(s) Fe e Eº red = V Una parte de la superficie del hierro actúa como ánodo, donde se lleva a cabo la oxidación del Fe a Fe. Los electrones producidos migran a través del metal a otra parte de la superficie que actúa como cátodo, donde el O se reduce. Este proceso sin embargo, necesita protones, de modo que a medida que el ph aumenta la reducción de O se hace menos favorable. El Fe formado en el ánodo se oxida a Fe 3, el cual forma el oxido de hierro(iii) hidratado que se conoce como herrumbre. 4Fe O 4H O(l) xh O(l) Fe O 3 xh O 8H 10

11 La presencia de sales aportan el electrolito necesario para completar el circuito eléctrico de ahí que favorezcan el proceso de oxidación. Para proteger al hierro de la corrosión suele recubrirse de pintura o de otro metal como estaño o cinc. El Sn protege al hierro solo mientras que la capa externa permanece intacta, una vez rota el hierro queda expuesto al agua y al aire, y entonces el Sn favorece la oxidación, ya que el hierro actúa como ánodo y el estaño como cátodo. El Fe es más difícil de reducir que el Sn Sn e Sn(s) Eº red = -0,14 V Fe e Fe(s) Eº red = V El hierro galvanizado se produce recubriendo el hierro con una delgada capa de Zn, lo protege incluso cuando la capa superficial se ha roto, en este caso el hierro actúa como cátodo porque el Zn se oxida con más facilidad que el hierro. La protección de un metal convirtiéndolo en una celda electroquímica se conoce como protección catódica. El metal que se oxida al proteger el cátodo se denomina ánodo de sacrificio. Se suele proteger las tuberías subterráneas de la corrosión de este modo, se entierran trozos de un metal como el magnesio junto a la tubería. En el suelo húmedo el magnesio actúa como ánodo y la tubería esta protegido. El proceso de oxidación puede en algunos casos ser destructivo, y en otros casos proteger al metal. En el caso del Al, sería de esperar que se oxidase fácilmente dado el valor de su potencial de reducción. Sin embargo, el aluminio sufre una oxidación muy lenta, esto se debe a que se forma una delgada capa protectora de oxido Al O 3, capa impermeable al paso de oxígeno y agua, de modo que protege al metal subyacente de procesos de corrosión. 11