OBJETIVOS

Analizar los efectos de ácidos bases y sales en la corrosión de los metales Cu, Fe y Al

FUNDAMENTO TEORICO

La corrosión es una reacción química (oxidorreducción) en la que intervienen 3 factores: la pieza manufacturada, el ambiente y el agua, o por medio de una reacción electroquímica.

Los factores más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).

Sin embargo, la corrosión es un fenómeno mucho más amplio que afecta a todos los materiales (metales, cerámicas, polímeros, etc.) y todos los ambientes (medios acuosos, atmósfera, alta temperatura, etc.).

Es un problema industrial importante, pues puede causar accidentes (ruptura de una pieza) y, además, representa un costo importante, ya que se calcula que cada pocos segundos se disuelven 5 toneladas de acero en el mundo, procedentes de unos cuantos nanómetros o picómetros, invisibles en cada pieza pero que, multiplicados por la cantidad de acero que existe en el mundo, constituyen una cantidad importante.

CORROSION ELETROQUIMICA

Una celda electroquímica es una combinación del tipo siguiente:

Conductor

electrónico

(metal)

Conductor

iónico

(electrolito)

Conductor

electrónico

(metal)

En ella pueden tener lugar procesos electroquímicos con el paso de una corriente eléctrica. Si la celda electroquímica produce energía eléctrica, causada por el consumo de energía química, se dice que tenemos una celda galvánica o pila. Si, en cambio, la celda electroquímica consume corriente de una fuente de corriente externa, almacenando como consecuencia energía química, se dice que tenemos una celda electrolítica.

Algunas celdas galvánicas reciben nombres especiales. Una celda de corrosión es una celda o pila galvánica en la cual las reacciones electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión. Una celda de corrosión de dimensiones muy pequeñas (por ejemplo ( < 0.1 mm) se conoce como celda de acción localizada o microcelda galvánica. Las celdas locales o micropilas se dan, por ejemplo, en aleaciones multifásicas o en metales con recubrimientos que presentan buena conductividad eléctrica o en inclusiones de óxidos, sulfuros, carbón, etc. La acción de estas celdas a menudo conduce a un ataque localizado, tal como picaduras o corrosión bajo tensión.

DEFINICIÓN DE ÁNODO Y CÁTODO

Para la notación de los dos electrodos en una celda electroquímica (galvánica o electrolítica) son válidas las siguientes definiciones generales: El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito. El cátodo es el electrodo en el cual entra la corriente positiva proveniente del electrolito.

Generalmente, se toman como válidas las siguientes reglas:

1) La reacción anódica es una oxidación y la reacción catódica una reducción.

2) Los aniones (iones negativos) migran hacia el ánodo y los cationes (iones positivos) hacia el cátodo. Hay que hacer notar que particularmente en una celda galvánica, por ejemplo en una pila seca (Figura 9), la corriente positiva fluye del polo (+) al (-) en el circuito externo, mientras que dentro de la celda, la corriente positiva fluye del (-) al (+).

Figura 9. Dirección de la corriente positiva en una pila seca.

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA

La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%.

El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas (micropilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve totalmente.

Las reacciones que tienen lugar en las zonas anódicas y catódicas son las siguientes:

ánodo: Me Me n+ + ne-

cátodo: 2H+ + 2e- H2

O2+2H2O + 4e- 4OH-

(medio ácido)}

(oxidación)

(medio neutro y alcalino) (reducción)

Ya que la corrosión de los metales en ambientes húmedos es de naturaleza electroquímica, una aproximación lógica para intentar parar la corrosión sería mediante métodos electroquímicos. Los métodos electroquímicos para la protección contra la corrosión requieren de un cambio en el potencial del metal para prevenir o al menos disminuir su disolución.

La protección catódica, en este sentido, es un tipo de protección (electroquímico) contra la corrosión, en el cual el potencial del electrodo del metal en cuestión se desplaza en la dirección negativa. Los principios de la protección catódica pueden ilustrarse mediante un diagrama termodinámico potencial - pH, como se muestra en la figura 10, en el caso del hierro (Fe).

MATERIALES Y EQUIPOS

MATERIALES

Agitador

Termómetro

pHmetro

Probetas de Cu, Zn, Al, Ag, Au.

EQUIPOS

Balanza

Tubos de ensayo

Vasos precipitados

Reactivos(CuSO4 ,sal, HCl,H2SO4 ,H2NO4 ,Na(OH), ,NaCN, ZnSO4 ,etc

PROCEDIMIENTO

1. Preparamos las soluciones correspondientes

2. Preparamos en cada tubo de ensayo para cada metal las soluciones

3. Introducir el metal en los tubos de ensayo con las soluciones preparadas al mismo tiempo.

4. Dejar las probetas en la solución por una semana.

5. Las probetas previamente deben ser pesadas.

6. Luego observaremos una vez que haya transcurrido 6 días lo que ha ocurrido y su ph. Y volveremos a pesar

Foto # 01 : Probetas de Cu, Fe y Al preparados para la practica.

Foto # 02 : Reactivos para la prueba

Foto # 03 : Probetas depositados en las soluciones.

Foto # 04 : Observacion de los efectos transcurrido el tiempo

Foto # 05 y 06 : Efecto del Fe en diferentes soluciones despues de haber transcurrido el tiempo donde se ve claramente la corrosion que sufrio.

DATOS

Primeros Datos Obtenidos de Pesos antes de introducir a la solución

Probeta

Solución

Cu Fe Al

NaCl2 1.68 11.8 1.08

H2SO4 1.46 12.44 1.04

CuSO4 1.44 12.32 1.12

NaOH 1.38 13.02 0.92

Luego de Transcurrir el periodo de 6 dias se procedió a la observación de los resultados obteniéndose lo siguiente:

Probeta Cu

SOLUCION Cu

OBSERVACION peso

NaCl2 Se observa una ligera corrosión 1.66

H2SO4 Se observa una ligera limpieza 1.44

CuSO4 Hay corrosión, pero no es uniforme 1.44

NaOH ligera limpieza del Cu en la solución 1.4

Probeta Fe

SOLUCION Fe

OBSERVACION peso

NaCl2 Existe una corrosión notoria 11.78

H2SO4 Ocurre una corrosión uniforme 12.04

CuSO4 El Cu se depositó en el Fe 12

NaOH Se ha corroído fuertemente 13.04

Probeta Al

SOLUCION Al

OBSERVACION peso

NaCl2 Existe una corrosión visible 1.06

H2SO4 Se a corroído altamente 1.04

CuSO4 el Cu se ha depositado en el Al 0.9

NaOH Existe una oxidación total 0.18

En esta práctica que hemos realizado una prueba de efectos de sales como ácidos para los tres metales cobre, Aluminio y hierro como se muestra en los cuadros respectivos a cada metal

CUESTIONARIO

1.- DESCRIBIR LA PRÁCTICA.

Las observaciones de la práctica se detallan en los cuadros anteriores indicando las observaciones.

2.-ESCRIBIR LAS POSIBLES REACCIONES QUÍMICAS Y ELECTROQUÍMICAS.

En los procesos de corrosión electroquímica de los metales se tiene simultáneamente un paso de electrones libres entre los espacios anódicos y catódicos vecinos, separados entre sí, según el esquema siguiente:

Fenómeno anódico: 2Fe→2Fe†2 + 4e

Fenómeno catódico; O2 +2H2O + 4e → 4OH

3.-SI UN CLAVO DOBLADO SE SOMETE A CORROSIÓN EN MEDIO ÁCIDO EN QUE PARTE DE ELLA SE PRODUCE LA CORROSIÓN Y PORQUE?

Cuando un clavo se somete a un esfuerzo externo que este caso se le ha hecho un doblado se produce una deformación plástica y sus atomos o granos que compone al clavo mantienen nuevas posiciones a esto se le llama deformación plástica ,en la parte donde a sido doblado va atacar la corrosión debido a que en esta se produce ya sea tracción o compresión por esfuerzo externo y cuando se le somete a un medio acido el clavo va ser atacado por la parte traccionada formándose en su superficie concentraciones de ion hidrogeno y oxígeno.

4.- DESCRIBIR LOS POTENCIALES DE OXIDACION DE LOS DIFERENTES METALES

El potencial estándar de reducción del par Fe2+| Fe es -0,44 V.

El potencial estándar de reducción del par Cu2+|Cu es +0,34 V.

Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) +0.34

5.- PODRIA DECIR PARA QUE SIRVE EL INDICADOR FERROXIL EN LA CORROSION DE MATERIALES

El indicador ferroso es un indicador aditivo que se puede agregar a una muestra o varias para que pueda cambiar de color la solución preparada con su probeta respectiva y de esa forma se aprecia el cambio de color.

6.-PODRIA INDICAR QUE TIPO DE CORROSIÓN OCURRE EN LAS PROBETAS.

El tipo de corrosión que ocurre es el tipo químico. Porque se está usando los tubitos que son como una celda en un medio de solución de manera que se oxida con el medio ambiente que lo rodea y las concentraciones del oxígeno se aumentan en la superficie de las probetas.

7.-PORQUE EN LOS MEDIOS MARINOS UN MATERIAL SE CORROE RÁPIDAMENTE?

En los medios marinos se presenta la corrosión rápidamente en los materiales debido a que el agua del mar presenta cantidades porcentuales de sales y cloruros en su composición química como puede ser: cloruro de sodio, cloruro de potasio, y por ende la velocidad de corrosión es más y sus concentraciones de sus componentes aumenta.

8.-EN QUE FORMA INFLUYE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDOS, BASES Y SALES EN UNA CORROSIÓN.

Esta cantidad de capas o recubrimientos que tiene el metal al oxidarse y el grado de penetración del óxido frente a la superficie del metal, en este caso se tiene que saber la cantidad de iones oxigeno o hidrogeno impregnados en la superficie del metal, esto dependerá del espesor o cantidad de concentraciones presentes.

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

La corrosión puede ser activada mediante procesos como protección catódica y pasividad del metal.

La corrosión se presenta con mayor intensidad en metales como hierro ,Fe debido a la presencia del oxigeno y humedad , compuestas de moléculas de agua que lo reducen.

El proceso de corrosión debe evaluarse y analizar para evitar corrosión o proteger con alguna lamina anticorrosiva. No obstante es este proceso el que provoca la investigación y el planteamiento de fórmulas que permitan alargar la vida útil de los materiales sometidos a este proceso.