La corrosión del hierro

Una pila electroquímica muy habitual

Como sabrás, algunos metales sufren una reacción de oxidación expuestos a la intemperie y forman óxidos, es decir, sufren un proceso de corrosión. El caso 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% de la producción de hierro se emplea en reponer el que se ha oxidado. 

Sin duda, recordarás el característico color rojizo de este compuesto:

Otros metales, en cambio, sufren este proceso mucho más lentamente  (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 con dos 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 el cual 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 sus potenciales 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 tendencia a oxidarse en contacto 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 potencial estándar 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. 

Pero el hierro metálico no tiene una configuración electrónica tan favorable que le permita mantener sus electrones en su sitio contra viento y marea, de forma que, en presencia de agua y oxígeno atmosféricos, se oxida. Lo cierto es que el proceso es bastante complejo y todavía existen lagunas, pero, a grandes rasgos, sucede en dos etapas que se detallan a continuación:

ETAPA 1:

Oxidación del hierro metálico a Fe(II), que permanece en disolución (no en una disolución propiamente dicha o como acostumbras a ver las disoluciones, sino en la interfase hierro-aire de la superficie del metal. Recordemos que interviene agua de la atmósfera y se crea una especie de película).

Lo que sucede en esta etapa es que se da un proceso análogo al de una pila galvánica. La superficie del hierro funciona como ánodo y el Fe metálico pasa a Fe(II), según la semirreacción:

Fe –> Fe²⁺ + 2e

Una región contigua de la superficie del metal funciona como cátodo, y en él se produce la reducción del oxígeno atmosférico a agua, según la semirreacción:

1/2 O_{2 (g)} + 2H⁺_(ac) + 2e –> H₂O _(l)

La reacción global es:

Fe(s) + 1/2 O_{2 (g)} +2H⁺_(ac)  –>Fe²⁺_(ac) + H₂O _(l)

Probablemente te preguntes de dónde salen los protones que intervienen en la semirreacción de reducción del oxígeno atmosférico a agua si, en principio, no tenemos ningún ácido. Estos protones proceden de diversos ácidos que encontramos en el ambiente, por ejemplo el ácido carbónico, H₂CO₃ (¡el de los refrescos con gas!) que se produce por reacción entre el dióxido de carbono atmosférico, CO₂, y el agua; o bien por el ácido sulfúrico presente en la atmósfera debido a la lluvia ácida (reacción del trióxido de azufre, SO₃, con agua, para dar H₂SO₄) en zonas contaminas con óxidos de azufre.

El potencial de esta pila galvánica se puede calcular con los potenciales estándar de reducciónde cada una de las dos semirreacciones:

E_o = E_o(cátodo) – E_o(ánodo) = 1,23 – (-0,44) = 1,67V

Un valor positivo considerablemente alto (recuerda que un valor positivo de potencial estándar en una pila implica una variación de energía libre de Gibbs negativa, es decir, una reacción espontánea).

ETAPA 2:

Oxidación del hierro (II) a hierro (III) y formación de óxido de hierro (III), Fe₂O₃ (en realidad se forma el compuesto n-hidratado, es decir, precipita con cierta cantidad no homogénea de moléculas de agua y su fórmula se representa como Fe₂O₃·nH₂O). El óxido de hierro (III) es un compuesto insoluble y precipita en forma de herrumbre sobre la superficie del metal. Es este óxido de hierro (III) el que conocemos habitualmente como óxido (decimos que el hierro está oxidado) y tiene color rojizo o anaranjado.

Por tanto, en la segunda etapa el proceso de oxidación continúa según la ecuación:

2Fe²⁺_(ac) + 1/2O_{2 (g)} + 2H₂O –> Fe₂O_3 (s) + 4H⁺_(ac)

A parte de formarse la herrumbre, en esta segunda etapa se regeneran los protones consumidos en la primera, lo que hace más fácil que el proceso continúe avanzando.

El óxido de hierro (III), Fe₂O₃, se deposita en forma de polvo ocre sobre la superficie del hierro metálico, formando una capa porosa que no está fuertemente adherida a la superficie metálica. Por este motivo, el óxido formado no detiene el proceso de oxidación del hierro, que prosigue hasta capas más profundas. Es natural que suceda esto: el hierro es un metal refinado, es decir, ha sufrido un proceso para obtenerlo como tal. Las menas más importantes de hierro en la naturaleza  son de óxido de hierro (III).

Con el tiempo, puede convertirse en herrumbre la totalidad de la pieza de hierro metálico. Naturalmente, si se trata de piezas metálicas que forman parte de estructuras, la estabilidad y la seguridad quedan comprometidas mucho antes de que la pieza se oxide por completo y hay que cambiar mucho hierro al año, con el consecuente gasto económico.

Sin embargo, como todo tiene una cara y una cruz, la corrosión del hierro no sólo causa perjuicios a la economía, aunque se dediquen muchos millones cada año a reparar los daños producidos por la corrosión. Porque otra forma de reparar la corrosión es evitarla antes de que suceda utilizando recubrimientos y productos para evitar la oxidación del hierro, que representan un volumen de negocio muy grande para las empresas de pintura.