Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
El hierro es un metal muy fácilmente corrosible. De hecho, esa característica causa serios problemas económicos y por eso se utilizan diversas estrategias para prevenir la corrosión. Una es recubrir la superficie para evitar su contacto con agua u oxígeno; se puede hacer, por ejemplo, con aceite o pintura. Otra es utilizar lo que se llama un “ánodo de sacrificio”. Se trata de poner en contacto con el hierro un metal que sea más fácilmente oxidable que él, es decir, que reaccione con el oxígeno mejor que el hierro. Al oxidarse este metal, suministrará electrones y, por lo tanto, proporcionará un ambiente reductor que evitará la oxidación del hierro. Una tercera estrategia es alear el hierro con otros metales como cromo y níquel; así se obtiene, por ejemplo, el acero inoxidable.
En cualquier caso, la corrosión del hierro es un fenómeno complicado que este experimento puede ayudar a desentrañar.
El experimento
Hay que disponer de cuatro clavos que conviene lavar previamente con agua caliente y lavavajillas líquido para quitarles la fina capa de aceite con que son cubiertos cuando se fabrican con el objeto de retardar la formación de óxido antes de la compra. Otra opción es introducirlos en alcohol mineral, ya que es un buen disolvente; después se secan.
A 100 mL de agua del grifo se le agrega la mitad de una espátula (aproximadamente 0,2 g) de hexacianoferrato(III) de potasio (K3[Fe(CN)6]), ocho gotas de disolución indicadora de fenolftaleína y (opcionalmente) una pizca de cloruro de sodio (0,05 g) cuya función es la de acelerar el proceso de la corrosión que va a tener lugar.
Se agita la disolución para airearla y luego se distribuye en cuatro placas de Petri de modo que el nivel sea suficiente para cubrir los clavos que se van a agregar. En una de las placas se disuelve media espátula de cloruro de sodio (alrededor de 0,2 g). En la disolución se introduce un clavo.
Se envuelve la parte central de otro clavo con un trocito de cinta de magnesio, y el centro de otro clavo con una tira o cable de cobre. Usar alicates para presionar estos metales contra los clavos y mejorar así el contacto. Poner estos clavos en sendas placas de Petri.
Finalmente, poner un cuarto clavo (que servirá de control) en la última placa.
Pasados unos minutos el indicador de fenolftaleína se volverá de color rosa, indicativo de la presencia de iones OH–(aq) alrededor del clavo envuelto en magnesio. En el transcurso de una hora se formará una coloración azul alrededor de los otros tres clavos y también surgirá un poco de tonalidad rosa alrededor del clavo que tiene cobre.
Complemento
Puede experimentarse también con un quinto clavo que se haya doblado previamente con unos alicates y con un sexto que esté galvanizado.
Fundamentos
La corrosión del hierro en agua es un fenómeno muy complejo. Por un lado, el oxígeno disuelto se reduce:
O2 + 4 e– + 2 H2O ⟶ 4 OH–
y el hierro se oxida de este modo en una primera fase:
Fe ⟶ Fe 2+ + 2 e–
seguida de una segunda fase que se produce en mayor medida cuanto mayor sea la concentración de oxígeno en el agua:
4 Fe2+ + O2 ⟶ 4 Fe3+ + 2 O2−
Además, tanto el Fe2+ como el Fe3+ pueden producir los hidróxidos correspondientes, Fe(OH)2 y Fe(OH)3, y estos se pueden deshidratar para dar óxidos u oxihidróxidos como FeO, FeO(OH), Fe2O3, Fe3O4, Fe(OH)3−xOx⁄2, que a su vez presentan diversos grados de hidratación (Fe2O3·nH2O).
Uno de los hechos que prueba el experimento es que, como parte del mecanismo de reacción, en algún momento se forman iones hidroxilo (OH–) e iones Fe2+. Por eso se usan la fenolftaleína, que detectará la presencia de los OH– por la aparición de un color rosado, y el hexacianuroferrato(III) de potasio (K3[Fe(CN)6], también conocido como ferricianuro de potasio), que reaccionará con el Fe(II) del medio para formar una disolución coloidal de KFeIII[FeII(CN)6]:
K+ + Fe2+ + [Fe(CN)6]3– ⟶ KFeIII[FeII(CN)6]
producto que, con exceso de hierro, evoluciona a hexacianuroferrato(II) de Fe(III) (FeIII[FeIIIFeII(CN)6]3·H2O, aunque clásicamente esta fórmula se escribe Fe4[Fe(CN)6]3] ):
4Fe3+ + 3[FeII(CN)6]4− ⟶ FeIII[FeIIIFeII(CN)6]3
Este producto es de un color azul muy característico (azul de Prusia). La reacción también se suele representar así de forma más simplificada:
4 Fe2+ + 3 Fe(CN)63– ⇌ Fe4[Fe(CN)6]3
En los estudios sobre este proceso también se han considerado otras posibles reacciones, como:
3 Fe2+ + 2 Fe(CN)63– ⟶ Fe3[Fe(CN)6]2
o:
Fe2+ + [Fe(CN)6]3– + K+ + H2O ⟶ KFe[Fe(CN)6]·H2O
A pesar del hecho de que se prepara a partir de sales de cianuro, el azul de Prusia no es tóxico porque los grupos cianuro están fuertemente unidos al hierro.
A la mezcla de fenolftaleína y hexacianuroferrato(III) de potasio se le suele denominar indicador ferroxilo. Se pueden preparar con 10 g de cloruro de sodio y 1 g de hexacianuroferrato(III) de potasio en agua destilada, agregando disolución de fenolftaleína (unos 10 mL) y completando hasta 500 mL con agua destilada. Se emplear para detectar la oxidación de metales en diversas situaciones, como es el caso.
Comportamiento de los clavos
La formación del color rosa de la fenolftaleína por aparición de iones OH– como parte del proceso de oxidación del hierro es más rápida en el clavo que contiene también magnesio, pues este metal, al ser menos noble, se oxida antes que el hierro, cediendo electrones que protegen al hierro de la oxidación. Se dice que el magnesio actúa como ánodo de sacrificio. Por eso mismo, no se forma el complejo azul de hexacianuroferrato de hierro en la placa que contiene al clavo con magnesio. (El mismo resultado se observaría si el clavo estuviera unido al magnesio mediante un cable de un metal más noble que ambos). Los potenciales de reducción implicados son:
Mg2+(aq) + 2e– ⟶ Mg(s) Eo = –2,37 V
Fe2+(aq) + 2e– ⟶ Fe(s) Eo = –0,45 V
El potencial de reducción del oxígeno es +0,40 V.
½O2 (g) + H2O (l) + 2e– ⟶ 2OH– (aq) Eo = +0,40 V
Como el potencial estándar de una celda electroquímica es la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el del ánodo, para el caso del hierro se obtiene 0,85 V y para el del magnesio 2,77 V, lo que indica claramente que el proceso de oxidación del magnesio es mucho más favorable.
El cobre tiene el efecto opuesto sobre el hierro. Al ser el hierro un mejor reductor que el cobre, los electrones se dirigen hacia el cobre, en cuya superficie se produce la reducción del agua para formar OH–, y por eso se verá color rosa alrededor de ese metal. El hierro es, pues, el que se oxida de manera preferente y, por tanto, aparecerá color azul alrededor del clavo. Este azul surge más rápidamente y es más oscuro aquí que en los experimentos de control o con agua salada.
El potencial de reducción del cobre es:
Cu2+ (aq) + 2e– ⟶ Cu(s) Eo = +0,34 V
En agua salada la producción de color azul es más rápida que en el control debido a la mayor concentración de electrolito, que estabiliza los iones formados, a pesar de que la solubilidad del oxígeno es menor.
Por otra parte, el color alrededor de estos clavos no será uniforme. Se detectan zonas específicas en la pieza donde se produce preferentemente reducción del oxígeno acuoso. La forma del metal influye, y particularmente las puntas o las zonas con daños estructurales serán lugares donde se observará bastante bien el color azul.
Variantes
Hay muchas alternativas a este experimento, como colocar el hierro y el magnesio en placas de Petri separadas y conectarlos con alambre de cobre, o repetir el experimento en agua hervida y cubierta de aceite (para desplazar el oxígeno disuelto y evitar que se redisuelva) o comprobar qué sucede si un clavo se coloca en una gota de manera que al menos un extremo quede expuesto al aire.
En gel
También se puede hacer la oxidación en un gel en vez de un líquido para hacer más lenta la difusión de los iones. Este gel podría ser agar o gelatina de alimentación.
La alternativa del agar requiere nitrato de potasio, agar, hexacianuroferrato(III) de potasio y fenolftaleína, que se disuelven en agua. Con este gel se bañan los clavos.
En la bibliografía se encuentra una interesante alternativa que usa gelatina alimentaria sin sabor a la que se ha añadido cloruro de sodio y salicilato de magnesio, Mg(C7H5O3)2. El anión salicilato reaccionará con el ion hierro(III) (ambos incoloros) para producir el ion salicilato de hierro(III), de color rojo-púrpura, del siguiente modo:
Fe3+(aq) + 2 C7H5O3–(aq) ⟶ Fe(C7H5O3)2+ (aq)
Esto revelará la presencia de hierro(III) en la oxidación del clavo, no de Fe(II) como antes, siendo un buen experimento complementario para demostrar que ambas especies de hierro están implicadas en el mecanismo de la oxidación. El color se intensificará a medida que transcurra la reacción y se produzca más hierro(III).
Si no se dispone de salicilato de magnesio, puede obtenerse triturando pastillas de ciertos fármacos analgésicos que lo contienen.
El color granate que indica la oxidación del metal de hierro en los clavos se distingue bien transcurrida una hora y es claramente visible después de 3 horas. El color generalmente aparece primero en la punta del clavo y la cabeza, que son las áreas más estresadas durante la fabricación de la pieza. Si el clavo se ha doblado bruscamente, el color normalmente aparecerá primero en la parte curvada debido a la tensión mecánica que se ha ejercido.
Como en los experimentos anteriores, el color se forma más rápidamente cuando el clavo está en contacto con el cobre. Como se ha dicho, el hierro es electroquímicamente más activo que el cobre, por lo que aquel se convierte en ánodo de sacrificio y su velocidad de oxidación aumenta. Eso explica que los clavos de acero tiendan a corroerse rápidamente si se usan para clavar planchas de cobre. (Al contrario, un revestimiento de aluminio se corroe en contacto con objetos de acero o tuberías de cobre).
Los clavos galvanizados no producen color granate, lo que ilustra la protección del hierro por el recubrimiento de zinc que se le da. El Zn es electroquímicamente más activo y actúa de ánodo de sacrificio.
Precauciones
La cinta de magnesio es inflamable y libera H2 (gas también inflamable) en contacto con el agua.
Bibliografía
- D. Fleming. Nailing corrosion demonstrations. Education In Chemistry, 2016. https://eic.rsc.org/exhibition-chemistry/nailing-corrosion-demonstrations/2000054.article.
- Demonstration 6.13. rusting and cathodic protection. https://scilearn.sydney.edu.au/fychemistry/demonstrations/files/6.13.pdf.
- Prussian blue. Wikipedia. https://en.wikipedia.org/wiki/Prussian_blue.
- S. W. Wright. Trusty or Rusty? Oxidation Rate of Nails. J. Chem. Educ. 2005, 82, 1648A. DOI: 10.1021/ed082p1648A.
Imagen de cabecera: D. Fleming / Royal Society of Chemistry en YouTube.
Este experimento pertenece al libro:
Denís Paredes Roibás, José M.ª Gavira Vallejo: 125 experimentos de química insólita para la Enseñanza de Física y Química. Triplenlace.com, 2025. https://triplenlace.com/aula-libros/125eqi/ .
