Electroquímica Esencial: Reacciones Redox, Corrosión y Protección Metálica

1. Potencial de Reducción y Diferencia de Potencial

El potencial de reducción es una magnitud que nos da una idea de la tendencia a que se produzca la reducción de una especie cuando esta se halla en contacto con otra, y se mide en voltios (V).

Los valores de los potenciales de reducción sirven también para calcular la diferencia de potencial de una pila. Los cálculos son válidos si se trabaja en condiciones estándar, esto es, a 25°C y con soluciones a 1 M. Si no se estuvieran en condiciones normales de temperatura y presión, los cálculos requerirían ajustes.

2. Procesos de Oxidación y Reducción en Celdas Electroquímicas

Lo que ocurre con el zinc en solución acuosa es que se oxida, funcionando como ánodo. La reacción es: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻.

La plata, por su parte, se reduce en la solución acuosa; a este proceso se le llama reducción en el cátodo. La reacción es: Ag⁺ + e⁻ → Ag°.

3. Corrosión del Hierro: Factores y Mecanismos

Además del oxígeno, para que se produzca la corrosión del hierro, es necesaria la presencia de agua. Los objetos de hierro más vulnerables son aquellos expuestos a una atmósfera húmeda. Sobre su superficie se forma una capa de hidróxido de hierro (2), Fe(OH)₃, de color rojizo, semejante al de un clavo expuesto a la intemperie.

Factores que Contribuyen a la Corrosión

El agua de mar contiene diferentes sales disueltas que contribuyen a la corrosión de los metales; estas sales son electrolitos. Es decir, en solución acuosa, se encuentran disociadas en sus iones.

La parte externa de una gota de agua que está en contacto con el metal recibe oxígeno con mayor facilidad que la parte interna. A este fenómeno se le denominó Aireación Diferencial y se le considera responsable de la creación de las Micropilas de Corrosión. La zona interna del sistema funciona como ánodo, donde se produce la oxidación del hierro. La zona externa funciona como cátodo.

4. Protección de Metales contra la Corrosión

Si los objetos a proteger no son de hierro, también se los puede preservar de esta manera. La clave estará en elegir adecuadamente el metal "protector", es decir, aquel que se oxidará más fácilmente que el metal "protegido"; un metal más resistente a la corrosión sobre el metal menos resistente a la corrosión. Esto se puede realizar por electrólisis.

5. Reacciones Redox: Fundamentos y Aplicaciones

Este tipo de reacciones, en las que se dan de manera conjunta y simultánea los procesos de oxidación y reducción, se llaman reacciones redox o de óxido-reducción.

• La sustancia que contiene el elemento que se redujo es el agente oxidante, y aquella que posee el elemento que se oxida es el agente reductor.
• Ejemplo de oxidante: La reacción de descomposición del agua oxigenada que usamos para desinfectar heridas es una reacción de óxido-reducción.

Las reacciones redox forman parte de nuestra vida cotidiana para blanquear, decolorar, preservar alimentos y desinfectar.

• Ejemplos de reductores: Algunos, como el aluminio y el carbono, se usan en la industria metalúrgica para obtener metales como el hierro y el estaño a partir de los óxidos correspondientes.
• Algunos antioxidantes son comestibles. El antioxidante se coloca como aditivo en los alimentos, lo que permite que se conserven por más tiempo porque retardan su oxidación. Ejemplo: el ácido ascórbico, que se emplea también como vitamina.

6. El Descubrimiento de la Pila de Volta

• Volta demostró que para producir electricidad se necesitaba un par de metales conectados a un material húmedo, sin que este proviniese de un ser vivo (o sea, de las pobres ranas).
• Colocó, de manera alternada, discos de plata y zinc, separados entre sí por discos de cartones embebidos en agua salada. Al tomar en sus manos los extremos de esa “pila” de discos, percibió una descarga eléctrica. La descarga no fue de la emoción, sino del descubrimiento de la producción de energía eléctrica a partir de energía química.

7. Conceptos Clave en Electroquímica

• El ánodo es el lugar donde ocurre la oxidación, y el cátodo es el lugar donde ocurre la reducción.
• Oxidación del zinc (ánodo): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
• Reducción del cobre (cátodo): Cu²⁺(ac) + 2e⁻ → Cu°