Ejercicio resuelto de Química · 2022

Una industria química obtiene aluminio metálico, $\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{s})$, a partir del mineral criolita. Posteriormente, y para protegerlo de la corrosión, la capa superficial de aluminio metálico se transforma en $\mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3(\mathrm{s})$ mediante la reacción química no ajustada siguiente:

$\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{s})+\mathrm{C}{\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}(\mathrm{a}\mathrm{q})+{\mathrm{H}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})\to \mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3(\mathrm{s})+\mathrm{C}{\mathrm{r}}^{3+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})$

a) Ajuste la reacción iónica mediante el método ion-electrón.

b) Indique cuál es la especie que actúa como oxidante. Justifique la respuesta.

c) Explique, de forma razonada, por qué en las mismas condiciones ambientales es más fácil que se corroa el magnesio (Mg) que el aluminio.

Datos: potenciales estándar de reducción a 25 °C: $E^{\circ }(\mathrm{A}{\mathrm{l}}^{3+}\mathrm{/}\mathrm{A}\mathrm{l})=-\mathrm{1,66}\mathrm{V}$; $E^{\circ }(\mathrm{M}{\mathrm{g}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{M}\mathrm{g})=-\mathrm{2,37}\mathrm{V}$.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Ajuste}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{i}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nica}}\mathbf{\text{mediante}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{todo}}\mathbf{\text{ion-electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}$

Se empieza asignando números de oxidación. El aluminio pasa de $0$ en el metal a $+3$ en el $\mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3$: se oxida. El cromo pasa de $+6$ en el dicromato a $+3$ en el $\mathrm{C}{\mathrm{r}}^{3+}$: se reduce.

Semirreacción de oxidación. El producto lleva oxígeno, que hay que aportar con moléculas de agua, liberando protones:

$2\mathrm{A}\mathrm{l}+3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to \mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3+6{\mathrm{H}}^{+}+6e^{-}$

Semirreacción de reducción, en medio ácido:

$\mathrm{C}{\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}+14{\mathrm{H}}^{+}+6e^{-}\to 2\mathrm{C}{\mathrm{r}}^{3+}+7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Las dos intercambian seis electrones, así que se suman directamente:

$2\mathrm{A}\mathrm{l}+3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+\mathrm{C}{\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}+14{\mathrm{H}}^{+}\to \mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3+6{\mathrm{H}}^{+}+2\mathrm{C}{\mathrm{r}}^{3+}+7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

Simplificando el agua y los protones que aparecen a ambos lados queda la ecuación iónica ajustada:

$2\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{s})+\mathrm{C}{\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}(\mathrm{a}\mathrm{q})+8{\mathrm{H}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{q})\to \mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3(\mathrm{s})+2\mathrm{C}{\mathrm{r}}^{3+}(\mathrm{a}\mathrm{q})+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}(\mathrm{l})$

Comprobación de átomos: Al 2 = 2; Cr 2 = 2; O 7 = 3 + 4; H 8 = 8. Y de cargas: a la izquierda $-2+8=+6$, a la derecha $2\cdot (+3)=+6$.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{especie}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{act}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{como}}\mathbf{\text{oxidante.}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{respuesta.}}$

El oxidante es el ion $\mathbf{\text{dicromato}}$, $\mathrm{C}{\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}$.

El oxidante es, por definición, la especie que se reduce, es decir, la que capta electrones y hace que otra se oxide. Aquí el cromo baja de $+6$ a $+3$, ganando tres electrones por átomo y seis por ion dicromato.

El aluminio, que sube de $0$ a $+3$, cede esos electrones y actúa como reductor.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Explique,}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{forma}}\mathbf{\text{razonada,}}\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mismas}}\mathbf{\text{condiciones}}\mathbf{\text{ambientales}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{s}}\mathbf{\text{f}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{cil}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{corroa}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{magnesio}}\mathbf{\text{(Mg)}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{aluminio.}}$

La corrosión de un metal es su oxidación, y la facilidad con que se oxida se mide por su potencial de reducción: cuanto más negativo sea, más tendencia tiene el metal a ceder electrones y, por tanto, a corroerse.

$E^{\circ }(\mathrm{M}{\mathrm{g}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{M}\mathrm{g})=-\mathrm{2,37}\mathrm{V}<E^{\circ }(\mathrm{A}{\mathrm{l}}^{3+}\mathrm{/}\mathrm{A}\mathrm{l})=-\mathrm{1,66}\mathrm{V}$

El potencial del magnesio es claramente más negativo, así que el magnesio es mejor reductor que el aluminio y se oxida con más facilidad.

Hay además una segunda razón, de tipo cinético, que es la que menciona el enunciado del ejercicio: el óxido que se forma sobre el aluminio, el $\mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3$, es una capa fina, compacta y muy adherente que $\mathbf{\text{a}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{sla}}$ el metal del oxígeno y del agua e impide que la oxidación continúe. Es el fenómeno de la pasivación, y es lo que explica que el aluminio resista tan bien a la intemperie pese a ser un metal muy reactivo.

La capa de óxido de magnesio, en cambio, es porosa y no protege igual, de modo que la corrosión avanza hacia el interior.