UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN ANTONIO ABAD DEL CUSCO

CORROSION ELECTROQUIMICA

FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA E INGENIERÍA METALURGICA

Presentado por: Estudiante Rene Ccolque Huillca

Curso: Corrosión y protección de metales metalurgicos

CARRERA PROFESIONAL DE INGENIERÍA METALURGICA

Docente: Ing. Milner Segovia Segovia

Semestre: 2013 - I

Año - 2013

CORROSION ELECTROQUIMICA

Es usual a designar corrosión electroquímica a la que implica un transporte simultaneo Gde electricidad a través de un electrolito. A esta corrosión pertenecen a la corrosión en soluciones salinas y agua del mar, corrosión atmosférica, en suelos, etc. La demostración cuantitativa de la relación entre corriente eléctrica y ataque de metales en corrosión se debe a evans, quien demostró que durante la corrosión se cumple las leyes de faraday.Para definir La corrosión electroquímica es necesario tener en cuenta las celdas electroquímicas que son dos:

A celdas galvánicasConsiste en consumir energía química para producir energía eléctrica.

B celdas electrolíticasQue consiste en consumir energía eléctrica para almacenar energía química

Celda galvánica

LA TERMODINÁMICA ELECTROQUÍMICA

La posibilidad que ocurra una reacción de corrosión según la termodinámica podria ser Calculada siempre en cuando los productos de corrosion sean conocidos, asi por ejemplo En las reacciones de corrosión en medio humedo entre un metal y el agua puede ser representada Por las siguientes reacciones :

+ Esta reacción general puede dividirse en dos semireacciones:ANODO +2

+2( aq

CATODO+ 2

En presencia de oxigeno la reacción total e sla siguiente: EL mecanismo de esta reacción también se desdobla en dos semireaacionesÁnodo 2

Cátodo+O + 2 )En los procesos de corrosión la variable más importante es G y el potencial del electrodo del metal E por lo tanto la relacion entre G y E esta dado por la siguiente ecuación:

Donde:E=potencial del electrodo del metalF=constante de Faraday

n=cambio de carga ionica en el proceso

Q=constante de la acción de masas

Si despejamos el potencial de la ecuación primera se tendrá

Donde E=potencial de electrodo que viene a ser la diferencia de potencial entre el electrodo y el electrolito con referencia medida aún electrodo estándar de hidrógeno un potencial es considerado arbitrariamente :

POTENCIAL DE ELECTRODO ESTÁNDAR

Se denomina así porque se considera a los metales como puros de igual manera a los gases también puros y a la condición de 1 atmosfera de presión y T 25 °C igual manera la soluciones se considera de actividad iónica igual 1. A los potenciales así obtenidos se les denomina potencial de electrodo estándar, las cuales se miden como referencia al electrodo estándar de hidrógeno cuyo potencial se considera cero 0.El signo del E dependerá de la manera en que la reacciones en el electrodo se han escritas de acuerdo al sistema internacional se ha adoptado la conversión Europea en la que las reacciones en el electrodo se escriben con reacciones de reducción con los electrones escritos a la mano izquierda así por ejemplo

Donde potencial de electrodo estándar es decir donde el metal es puro y actividad iónico 1:

=cambio de energía libre estándar del proceso en el electrodoDonde

CALCULO TERMODINAMICO DEL POTENCIAL DE ELECTRODO ESTANDAR

La aplicación práctica de los cálculos termodinámicos en problemas de corrosión esta generalmente limitada así por ejemplo es imposible determinar la velocidad de reacción a partir de datos termodinámicos aunque la magnitud del cambio de energía libre se a estándar, pero sin embargo ciertos cálculos son posibles como Que se vea a continuación.En términos generales una reacción electroquímica puede representarse de la siguiente forma:

Donde (reducida) es la concentración de la forma reducida:

Interpretación si , significa la reacción es en dirección oxidada.Interpretación si , significa la reacción es en dirección reducidaInterpretación si , significa la reacción está en equilibrio.

DIAGRAMAS DE POURBAIX

Denominadas también potencial de ph en lo concerniente a los procesos electroquímicos de corrosión en ambientes húmedos estos diagramas son de gran utilidad, pues la mayoría de los metales tienden a corroerse debido a sus reacciones en los ambientes que los rodea tales como el agua, aire formándose sistemas termodinámicamente inestables con tendencias a liberar energía transformándose en compuestos químicos como óxidos, óxidos hidratados del metal(hidróxidos). Estos diagramas se grafican en el eje y los potenciales redox del sistema de corrosión y en el eje X la escala de pH. Haciendo uso de datos termodinámicos y aplicando la ecuación de nerst es deducido para calcular E, es posible dibujar las líneas limitando las regiones, dentro de las cuales el mismo metal y algunos compuestos son estables

DIAGRAMA DEL PH- POTENCIAL DE AGUA

Cinética

La cinética es el estudio de la velocidad. Aplicada a corrosión, la cinética determina las velocidades de los procesos químicos responsables de la corrosión. Así como el flujo de corriente (electrones, en realidad) es muy fácil de medir, normalmente medimos las velocidades de reacciones electroquímicas responsables de la corrosión midiendo el flujo de corriente. La cantidad de corriente fluyendo sobre un período de tiempo puede ser usada para calcular la cantidad de pérdida de material.

Ley de Faraday

La ley de Faraday da la relación entre el flujo de corriente y la cantidad de material corroído. La ley de Faraday es dada por:

CURVA E Log i (DIAGRAMAS DE EVANS)

Los diagramas de Evans son de utilidad porque muestran como funcionan las celdas electroquímicas. En un diagrama de Evans, el potencial es típicamente graficado en el eje vertical, y el logaritmo de la corriente es graficado en el eje horizontal. Estos diagramas muestran el efecto de la polarización en el comportamiento de corrosión.

La polarización es el cambio de potencial en la superficie de un metal debido a un flujo de corriente. En una celda de corrosión, el ánodo y el cátodo están sujetos a polarización de grado variable. Los comportamientos de polarización de ánodos y cátodos en una celda de corrosión afectan mucho el flujo de corriente en la celda, afectando de manera importante la velocidad de corrosión del ánodo. En un diagrama de Evans, el potencial a circuito abierto (no acoplado) de el ánodo y el cátodo son representados por puntos en el eje vertical, como se observa en el siguiente diagrama.

Note que el potencial del ánodo se hace menos negativo con el flujo de corriente. Ya que la corriente también fluye por el cátodo, éste también se polariza al aumentar la corriente, como se muestra abajo

Cuando ambas, la polarización anódica y la catódica se muestran en el mismo diagrama de Evans, la corriente de corrosión fluyendo en la celda puede ser determinada como se muestra en la Fig 2.6.

Los diagramas de Evans serán usados en el curso para mostrar los efectos de cambios en las características de la polarización del ánodo y del cátodo en las corrientes de corrosión.

EFECTOS DEL AREA

En reacciones de corrosión, la densidad de corriente, medida en unidades de corriente por unidad de área, tal como miliamperios por centímetro cuadrado, es usada porque la densidad de corriente, en lugar de la corriente total determina la intensidad de una reacción electroquímica sobre una superficie. Para la misma cantidad de corriente total, el efecto de una reacción electroquímica tendrá un efecto menos intenso sobre un electrodo grande que en uno más pequeño. La reacción total será la misma en amboscasos, pero en el caso del electrodo más chico, el efecto se concentra en un área menor. El efecto de la densidad de corriente puede ser mostrado usando un diagrama de Evans. En la Fig 2.7, se muestra la polarización de una celda con áreas anódicas y catódicas iguales

Si el área del cátodo es reducida, la corriente será más intensa en la superficie del cátodo y su polarización aumentará como se muestra abajo:

En este ejemplo, el aumento de polarización del cátodo reduce de forma significante la corriente de corrosión. Como el área del ánodo no cambia, la corriente de corrosión se extiende sobre la misma área del ánodo. La cantidad total de material reaccionando y la corrosión en cualquier punto se reducen.Si de cualquier forma, el área del ánodo se reduce mientras el área del cátodo permanece igual, se encuentra un efecto diferente. Como se ve en la Fig. 2.9, el flujo total de corriente se reduce, pero ahora la corriente se concentra en una ánodo más pequeño. Aun cuando una menor cantidad de material se pierde, esta pérdida se concentra en un ánodo más pequeño, y la intensidad de corrosión puede en realidad incrementarse

PASIVIDAD

La pasividad es la reducción de reactividad química de un metal o aleación bajo ciertas circunstancias. En algunos casos, la formación de una película de oxido ocurre naturalmente en el aire y provoca una reducción substancial de la corrosión de esos materiales. Es de esperar que el aluminio, con su muy activa posición en las series galvánica y electromotriz, se corroa rápidamente. Pero debido a la presencia de una muy delgada y fuertemente adherida película de oxido de aluminio que forma el aluminio bajo exposición al aire, el aluminio y sus aleaciones tienen buena resistencia a la corrosión en muchos medios ambientes donde la película de oxido responsable de su pasividad es estable

GRACIAS