Actividad competencial

Corrosión y electrólisis

Competencial

2025 · Ordinaria · Titular

PROTECCIÓN CONTRA LA CORROSIÓN

El deterioro como consecuencia de la oxidación es un gran problema económico para industrias que utilizan estructuras de hierro o de acero, sobre todo si se encuentran en ambientes húmedos o directamente en contacto con el agua, como plataformas sumergidas en el mar, tuberías subterráneas o cascos de barcos. En estos casos, la oxidación para formar óxido de hierro(III) es muy rápida y supondría grandes inversiones económicas tener que sustituir frecuentemente las partes oxidadas. Una solución para evitar la oxidación del hierro y del acero es incorporar a la estructura piezas de otros metales que puedan formar con el hierro una pila galvánica en la que éste sea el cátodo y el otro metal funcione como ánodo. A este método de protección se le llama “protección catódica” y a las piezas metálicas utilizadas para ello se les llama ánodos de sacrificio. Uno de los metales más usados como ánodo de sacrificio es el magnesio, que puede obtenerse a partir del agua del mar, donde se encuentra disuelto en forma de $\ce{MgCl2}$ y de sulfato de magnesio. Una vez separado el $\ce{MgCl2}$ sólido, se procede a su electrolisis en estado fundido obteniéndose magnesio y cloro gaseoso. En la corteza terrestre también está presente el magnesio en forma de $\ce{MgCO3}$ ( $K_S= 3,5 \cdot 10^{-8}$ ), compuesto insoluble al igual que otras especies de este metal como el fosfato de magnesio ( $K_S= 1,04 \cdot 10^{-24}$ ), el $\ce{MgF2}$ ( $K_S= 5,16 \cdot 10^{-11}$ ) o el $\ce{Mg(OH)2}$ ( $K_S= 5,61 \cdot 10^{-12}$ ).

a) Justifique cuáles de los metales de la Tabla pueden utilizarse como ánodo de sacrificio.b) Calcule la intensidad de corriente necesaria para obtener una producción diaria de

10 \text{ kg}

de magnesio metálico por electrólisis de

\ce{MgCl2}

fundido, escribiendo la reacción correspondiente.c) A partir del equilibrio de solubilidad del

\ce{MgCO3}

, determine la masa de magnesio que hay disuelta en

25 \text{ L}

de disolución saturada de dicha sal.d) Nombre o formule los cuatro compuestos que aparecen en negrita en el texto.

Datos: $F= 96500 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}$ , Masa atómica relativa: $\ce{Mg}= 24,3$

ElectrólisisCorrosiónSolubilidad+1

a) Para que un metal pueda utilizarse como ánodo de sacrificio, debe oxidarse con mayor facilidad que el hierro. Esto significa que su potencial de reducción debe ser más negativo que el del hierro. El potencial de reducción del hierro (

E^\circ(\ce{Fe^{3+}/Fe})

) es de

-0,04 \text{ V}

. Los metales de la tabla con potenciales de reducción inferiores (más negativos) a este valor son los que pueden actuar como ánodos de sacrificio:

Metales con $E^\circ < -0,04 \text{ V}$ :Cinc ( $\ce{Zn}$ ): $E^\circ(\ce{Zn^{2+}/Zn}) = -0,76 \text{ V}$ Aluminio ( $\ce{Al}$ ): $E^\circ(\ce{Al^{3+}/Al}) = -1,67 \text{ V}$ Magnesio ( $\ce{Mg}$ ): $E^\circ(\ce{Mg^{2+}/Mg}) = -2,38 \text{ V}$ Por lo tanto, el cinc, el aluminio y el magnesio pueden utilizarse como ánodos de sacrificio para proteger el hierro.

b) La reacción de electrolisis para obtener magnesio metálico a partir de

\ce{MgCl2}

fundido es:

\ce{Mg^{2+}(l) + 2e^- -> Mg(s)}

Masa de magnesio a producir diariamente: $m = 10 \text{ kg} = 10000 \text{ g}$ Masa atómica relativa del magnesio: $M(\ce{Mg}) = 24,3 \text{ g/mol}$ Moles de magnesio:

n_{\ce{Mg}} = \frac{10000 \text{ g}}{24,3 \text{ g/mol}} = 411,52 \text{ mol}

Según la estequiometría de la reacción, por cada mol de $\ce{Mg}$ producido se requieren $2$ moles de electrones. Por tanto, los moles de electrones necesarios son:

n_{e^-} = 2 \cdot n_{\ce{Mg}} = 2 \cdot 411,52 \text{ mol} = 823,04 \text{ mol}

La carga total ( $Q$ ) necesaria se calcula multiplicando los moles de electrones por la constante de Faraday ( $F$ ):

Q = n_{e^-} \cdot F = 823,04 \text{ mol} \cdot 96500 \text{ C/mol} = 79438360 \text{ C}

El tiempo diario en segundos es:

t = 1 \text{ día} = 24 \text{ h/día} \cdot 3600 \text{ s/h} = 86400 \text{ s}

La intensidad de corriente ( $I$ ) se calcula como la carga dividida por el tiempo:

I = \frac{Q}{t} = \frac{79438360 \text{ C}}{86400 \text{ s}} = 919,42 \text{ A}

La intensidad de corriente necesaria es $919,42 \text{ A}$ .

c) El equilibrio de solubilidad del carbonato de magnesio (

\ce{MgCO3}

) es:

\ce{MgCO3(s) <=> Mg^{2+}(aq) + CO3^{2-}(aq)}

La expresión de la constante del producto de solubilidad ( $K_S$ ) es:

K_S = [\ce{Mg^{2+}}][\ce{CO3^{2-}}]

Si la solubilidad molar de $\ce{MgCO3}$ es $s$ , entonces en una disolución saturada, $[\ce{Mg^{2+}}] = s$ y $[\ce{CO3^{2-}}] = s$ .

K_S = s \cdot s = s^2

Dado $K_S = 3,5 \cdot 10^{-8}$ :

s = \sqrt{K_S} = \sqrt{3,5 \cdot 10^{-8}} = 1,87 \cdot 10^{-4} \text{ mol/L}

Esta es la concentración de $\ce{Mg^{2+}}$ en la disolución saturada. Ahora se calcula la masa de magnesio en $25 \text{ L}$ de disolución saturada.Moles de $\ce{Mg^{2+}}$ en $25 \text{ L}$ :

n_{\ce{Mg^{2+}}} = s \cdot V = 1,87 \cdot 10^{-4} \text{ mol/L} \cdot 25 \text{ L} = 4,675 \cdot 10^{-3} \text{ mol}

Masa de magnesio disuelta:

m_{\ce{Mg}} = n_{\ce{Mg^{2+}}} \cdot M(\ce{Mg}) = 4,675 \cdot 10^{-3} \text{ mol} \cdot 24,3 \text{ g/mol} = 0,1136 \text{ g}

La masa de magnesio disuelta en $25 \text{ L}$ de disolución saturada de $\ce{MgCO3}$ es $0,1136 \text{ g}$ .

óxido de hierro(III): $\ce{Fe2O3}$ fosfato de magnesio: $\ce{Mg3(PO4)2}$ $\ce{MgCl2}$ : Cloruro de magnesio $\ce{MgCO3}$ : Carbonato de magnesio