Ejercicio resuelto de Varios · Química · Navarra · 2021

i) Justifique si se va a producir una reacción espontánea entre la disolución y el recipiente cuando se introduce una disolución de nitrato de hierro (II) en un recipiente de aluminio. [1,0 punto]

ii) Uno de los métodos para prevenir la corrosión del hierro consiste en unirle barras de otro metal, como por ejemplo el magnesio. Explique el fundamento de este proceso. [1,0 punto]

Datos: $E^{o}(\text{Al}^{3+}/\text{Al}) = -1{,}67\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}44\ \text{V}$; $E^{o}(\text{Mg}^{2+}/\text{Mg}) = -2{,}36\ \text{V}$.

$\textbf{i) Justifique si se va a producir una reacción espontánea entre la disolución y el recipiente cuando se introduce una disolución de nitrato de hierro (II) en un recipiente de aluminio. [1,0 punto]}$

La reacción posible es que el aluminio del recipiente ceda electrones a los iones $\mathrm{Fe^{2+}}$ de la disolución. Para saber si ocurre basta calcular la fem, tomando como cátodo la especie que se reduciría y como ánodo la que se oxidaría:

$2\,\mathrm{Al(s)} + 3\,\mathrm{Fe^{2+}(ac)} \rightarrow 2\,\mathrm{Al^{3+}(ac)} + 3\,\mathrm{Fe(s)}$

$E^0 = E^0(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) - E^0(\mathrm{Al^{3+}/Al}) = (-0{,}44) - (-1{,}67)$

$E^0 = +1{,}23\ \mathrm{V}$

Sale positiva, luego $\Delta G^0 = -n\,F\,E^0 < 0$ y la reacción $\textbf{sí es espontánea}$: el aluminio se disolvería y sobre las paredes se depositaría hierro metálico. No se puede guardar esa disolución en un recipiente de aluminio.

$\textbf{ii) Uno de los métodos para prevenir la corrosión del hierro consiste en unirle barras de otro metal, como por ejemplo el magnesio. Explique el fundamento de este proceso. [1,0 punto]}$

Se llama protección catódica con $\textbf{ánodo de sacrificio}$, y se basa en comparar los potenciales de reducción:

$E^0(\mathrm{Mg^{2+}/Mg}) = -2{,}36\ \mathrm{V} < E^0(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}) = -0{,}44\ \mathrm{V}$

El magnesio es más reductor que el hierro, así que al unir ambos metales el que cede los electrones es él:

$\mathrm{Mg(s)} \rightarrow \mathrm{Mg^{2+}(ac)} + 2\,e^-$

Esos electrones pasan al hierro y lo mantienen como cátodo, es decir, en su forma metálica reducida, impidiendo que se oxide a $\mathrm{Fe^{2+}}$. El magnesio se va corroyendo en su lugar —de ahí lo de «de sacrificio»— y basta sustituir las barras cada cierto tiempo.

Es el método habitual en cascos de barco, tuberías enterradas y depósitos, y sirve igual el cinc, que también tiene un potencial menor que el del hierro.