Debido a su grado relativamente alto de resistencia, el

acero tiene muchas ventajas como material de

construcción,

por lo que los productos de acero se han utilizado en una

gran variedad de aplicaciones.

Sin embargo, el problema más común con la utilización de

acero en un entorno marino es su susceptibilidad a

la corrosión.

Por lo tanto, para una utilización más efectiva de acero es

necesario poseer algunos conocimientos de los fenómenos

de corrosión y sobre los métodos existentes de protección

contra los mismos.

La galvanoplastia es el proceso en el que, por medio de la

electricidad, se cubre un metal sobre otro; a través de una

solución de sales metálicas (electrólisis).

Los metales que generalmente se utilizan

para este procesos son: Plata, níquel, cobre y zinc.

La galvanoplastia protege metales, como el

acero, contra la corrosión.

Se utiliza para fabricar hojalata y cubiertos. El

método empleado es el de la electrólisis.

En la galvanoplastia del cobre, por ejemplo, el

objeto que se desea recubrir y una lámina de

cobre puro se introducen en una solución de un

compuesto de cobre. Se hace pasar corriente

eléctrica entre la lámina, que constituye el

ánodo o electrodo positivo, y el objeto, que

forma el

cátodo o electrodo negativo. El cobre se separa

del ánodo y se deposita, puro, sobre el cátodo,

que queda recubierto.

Es un método de separación de los elementos que forman un compuesto

aplicando como medio la electricidad.

Se utiliza energía eléctrica para conseguir que se lleven a cabo una reacciones

redox no espontáneas. Los procesos de este tipo, que son impulsados por una

fuente externa de energía eléctrica, se llaman reacciones de electrólisis y se llevan

a cabo en celdas electrolíticas.

Por ejemplo, se puede utilizar electricidad para descomponer cloruro de sodio

fundido en los elementos que lo componen.

El científico que mejor estudio, explico y descubrió este proceso fue el Inglés

Michael Faraday. Enuncio dos leyes importantísimas que se aplican en los

problemas de electrolisis.

Primera Ley: La cantidad de sustancia depositada o liberada en un electrodo es

directamente proporcional a la cantidad de electricidad (carga) que pasa por él.

Segunda Ley: La cantidad de electricidad que se requiere para depositar o liberar

un equivalente químico de un elemento es siempre la misma y es

aproximadamente 96500 C (Coulombs o Culombios).

Las reacciones de óxido---reducción que ocurren espontáneamente, pueden

ser utilizadas para generar energía eléctrica. Para ello es necesario que la

transferencia de electrones no se realice directamente, es decir, que la

oxidación y la reducción sucedan en espacios separados. De esta manera, el

flujo de electrones desde el agente reductor hacia el agente oxidante, se

traduce en una corriente eléctrica, que se denomina corriente galvánica, en

honor a Luigi Galvani (1737-1798), físico italiano que estudió estos fenómenos.

Las celdas electroquímicas, conocidas también como celdas galvánicas o

voltaicas, son los dispositivos en los cuales se realiza este proceso. En una celda

electroquímica los reactivos se mantienen en compartimentos separados o

semiceldas, en las cuales se realizan las semi---reacciones de oxidación y

reducción separadamente. Una semicelda consta de una barra de metal que

funciona como electrodo y que se sumerge en una solución acuosa compuesta

por iones del mismo metal, provenientes de una sal de éste. Los electrodos de

cada semicelda, se comunican a través de un circuito eléctrico externo, por el

que viajan los electrones desde el agente reductor hasta el agente oxidante.

Estos dispositivos son el fundamento de las pilas y baterías que usamos a diario.

El primer uso de las pilas electroquímicas creadas por los químicos ingleses, fue el de intentar aplicar la corriente continua que

producían para observar su interacción con la materia, y así

obtener nuevos elementos químicos. A ello se dedicaron Davy, y su

ayudante Faraday en la primera mitad del siglo XIX. Vamos a

explicar lo realizado ya desde el punto de vista actual, teniendo en cuenta que el electrón sólo se descubrió a finales de siglo.

Tenemos así dos tipos de electrólisis completamente distintos:

la electrólisis ígnea

la electrólisis en disolución.

La electrólisis ígnea, tiene el problema de que se debe superar el punto de fusión de la sal sometida a electrólisis, el cual suele ser elevado, con lo cual se está trabajado a altas temperaturas, con el consiguiente deterioro del material empleado. La cubeta electrolítica suele ser única a diferencia de las empleadas

en las pilas, todo lo mas separadas la zona del cátodo y del ánodo por un tabique poroso. Los electrodos o terminales de la pila empleada, deberán ser de un material inerte.

Ejemplo 1: Caso del cloruro sódico fundidoUna vez fundida la sal siempre que se caliente el sistema por encima del punto

de fusión de la sal (1000º), los aniones cloruro (anión significa paseante hacia el ánodo), se descargan en el ánodo, oxidándose al perder dos electrones y formándose cloro gas que se desprende burbujeando. Los cationes sodio, anulan su carga en el cátodo, de forma que se reducen ganando electrones y depositándose sodio metálico como se observa (fig.12). Los procesos serían:

En disolución el proceso es más complejo, porque coexisten más iones, estableciéndose una competencia entre ellos, para conseguir descargarse en los electrodos respectivos. Por lo general los iones positivos que son más estables, porque adquieren la configuración de gas noble (alcalinos y

alcalinotérreos), no se descargan fácilmente en el cátodo, y si los de los metales más nobles (Au, Ag, Cu etc). En el caso de los aniones, cuanto más complejidad tengan en su fórmula más difícil es llegar al ánodo (sulfatos, nitratos, percloratos, acetatos, etc), igualmente los que mejor se encuentran en esa forma (F-). Se puede establecer una escala de aniones y cationes según su facilidad para descargarse y de esa forma poder interpretar

mejor los procesos que tienen lugar (ver tabla adjunta).Ejemplo3: Caso del cloruro sódico en disoluciónEn este caso los iones que tenemos en juego son Na+, y H+, que irían al cátodo mientras que el Cl- y el OH- al ánodo. Ocurre que según los datos de la tabla, el cloruro se descargaría antes que el hidróxido, y el protón antes que el catión sodio, por eso los procesos son los que se observan en la fig.14. y en el recuadro

Se utiliza en la deposición de metales, reproducir objetos de detalles muy

finos en diversos materiales.

Desde el punto de vista de la física, es la electrodeposición de un metal

sobre una superficie para mejorar sus características. Con ello se consigue

proporcionar dureza, duración, o ambas.

Otra de las importantes aplicaciones de la galvanoplastia es la de

reproducir por medios electroquímicos objetos de muy finos detalles y en

muy diversos metales.

El proceso puede resumirse en el traslado de iones metálicos desde

un ánodo (carga positiva) a un cátodo (carga negativa) en un medio

líquido (electrolito), compuesto fundamentalmente por sales metálicas y

ligeramente acidulado

Debido a su grado relativamente alto de resistencia, el acero tiene muchas ventajas como material de construcción, por lo que los

productos de acero se han utilizado en una gran variedad de

aplicaciones.

Sin embargo, el problema más común con la utilización de acero en un

entorno marino es su susceptibilidad a la corrosión. Por lo tanto, para una utilización más efectiva de acero es necesario poseer algunos

conocimientos de los fenómenos de corrosión y sobre los métodos

existentes de protección contra los mismos.

La corrosión es la interacción de un metal con el medio que lo

rodea, produciendo el consiguiente deterioro en sus

propiedades tanto físicas como químicas. La característica

fundamental de este fenómeno, es que sólo ocurre en presencia de un electrolito, ocasionando regiones plenamente

identificadas, llamadas anódicas y catódicas: una reacción de

oxidación es una reacción anódica, en la cual los electrones son

liberados dirigiéndose a otras regiones catódicas. En la región

anódica se producirá la disolución del metal(corrosión) y, consecuentemente en la región catódica la inmunidad del

metal.

Se denomina corrosión al proceso de destrucción de los

metales y sus aleaciones, provocado por la acción

química o electroquímica.

La corrosión se subdivide en:

Química.

Electroquímica.

Por corrosión química se entiende la destrucción del metal u otro

material por la acción de gases o líquidos no electrolíticos

(gasolina, aceites etc.).

Un ejemplo típico de corrosión química es la oxidación química

de metales a altas temperaturas.

En la corrosión química, sobre la superficie del metal se forma una

película de óxidos. La solidez de esta película es diferente para los

diferentes metales y aleaciones. En las aleaciones de hierro con

carbono, la película de óxidos es débil, se destruye con facilidad y

la oxidación continua realizándose hacia el interior de la pieza.

En otros metales y aleaciones las películas de óxido son muy

resistentes. Por ejemplo, al oxidarse el aluminio, sobre su superficie

se origina una película firme de óxidos que protege el metal

contra la oxidación ulterior

Se denominan así a los procesos que se desarrollan por acción de

electrólitos sobre el metal.

Los procesos electrolíticos pueden ser muy complejos en dependencia de la

naturaleza del metal y del electrólito, pero en general corresponden a una

reacción de oxidación -reducción, en la que el metal sufre un proceso de

oxidación y se destruye (se disuelve). Al mismo tiempo el hidrógeno

presente en la solución acuosa se reduce y se desprende oxígeno

elemental de la disolución que corroe adicionalmente el metal.

Las aguas naturales que contienen sales, el aire húmedo, las soluciones

ácidas, de álcalis o salinas son los electrólitos mas comunes con los que

entran en contacto los metales en la práctica.

La tendencia de los metales a ceder a la disolución sus iones, se llama

presión de disolución. Cada metal tiene su propia presión de disolución. A

consecuencia de esto, si se colocan diferentes metales dentro de un mismo

electrólito, cada uno adquiere diferente potencial eléctrico y forman pares

galvánicos.

Las destrucciones por corrosión puede dividirse en los siguientes

tipos principales:

Corrosión uniforme.

Corrosión local. Corrosión intercristalina.

a) Corrosión uniforme: El ataque se extiende en forma

homogénea sobre toda la superficie metálica y la penetración media

es igual en todos los puntos. Esta es la forma más benigna de corrosión

pues permite calcular fácilmente la vida útil de los materiales corroídos.

b) Corrosión en placas: Incluye los casos intermedios entre

corrosión uniforme y corrosión localizada. El ataque se extiende más en

algunas zonas, pero se

presenta aún como un ataque general.

c) Corrosión por picado: Durante el picado, el ataque se

localiza en puntos aislados de superficies metálicas

pasivas, propagándose hacia el interior del metal en forma de canales

cilíndricos. Este tipo de ataque, así como el intergranular y el

fisurante, son las formas más peligrosas bajo las cuales se puede

presentar la corrosión.

metal reacciona con un medio no-iónico (por ejemplo

oxidación en aire a altas

temperaturas). Supongamos que exponemos una

superficie metálica limpia a la

acción del oxígeno, el metal comenzará a reaccionar

con el oxígeno formando

óxidos. Por ejemplo una pieza de Fe (metal que

presenta más de una valencia)

calentada al aire seco, por encima de 500ºC se oxida a

apreciable velocidad

formando una película con la siguiente estructura:

Se han producido reacciones redox sin la intervención

de iones en solución y

no ha habido corrientes eléctricas recorriendo el metal.

a) Corrosión por esfuerzo o tensión

(fisurante): Este tipo de corrosión se produce

cuando se combina un ambiente corrosivo con

tensiones intensas que actúan sobre el metal. El

ataque no parece intenso pero su gravedad

radica en que se producen fisuras que se

propagan a lo largo de la sección del metal.

Se produce por el desgaste de la superficie en contacto

con un fluido cuyo movimiento es rápido. Se caracteriza

por la aparición de surcos, valles, hoyos que en general

se observan en la dirección del fluido. Por otra parte este

desgaste también ocasiona la abrasión de películas

protectoras de óxidos o cubiertas que protegen el

material favoreciendo la disolución metálica.

Es causada por burbujas de vapor originadas por

cambios bruscos de presión que chocan contra la

superficie del metal y provocan serios daños sobre el

mismo..

Ocurre entre metales sometidos a vibración o

deslizamiento.

Se produce en aleaciones en las que un metal se

disuelve en forma preferencial. Un caso típico es el de

los latones en los que el zinc (aleado al cobre) se

elimina selectivamente.

Las celdas de concentración de oxígeno se

desarrollan cuando existe una diferencia en la

concentración de oxígeno entre dos sitios de la

superficie húmeda de un metal.

Los microorganismos se adhieren a la superficie metálica formando lo

que se conoce como biofilm, el cual está constituido por una matriz de

material polimérico en el que se encuentran embebidos los

microorganismos, sus productos metabólicos y material inorgánico. Los

microorganismos aceleran el mecanismo de corrosión de diversas

formas: i) por remoción del oxígeno por parte de los aeróbicos da lugar

al empobrecimiento local del mismo y a la aparición de celdas de

concentración ii) los productos metabólicos de distinta naturaleza tales

como ácidos orgánicos, sulfuros, de características agresivas que

favorecen el proceso de disolución de los óxidos pasivantes y del

metal, iii) los microorganismos pueden romper la película pasivante

creando centros anódicos, iv) pueden degradar los inhibidores de

corrosión.

es el que se produce por la reacción del hidrógeno con los

carburos del acero formando metano y dando lugar a la

formación de ampollas, huecos internos, decarburización, etc. El hidrógeno puede migrar desde la superficie hacia las inclusiones

interiores donde se nuclea y genera aumento de presión que da

lugar a deformaciones y rupturas.

Cuando dos metales están en contacto y ambos están sumergidos en un

electrolito fluirá corriente entre ellos. El menos noble (fácilmente reducible)

será el que actuará como ánodo y el mas noble como cátodo.

Consideremos una pila galvánica en la que los electrodos de hierro (Eo= -

0,44V) y cobre (Eo= 0,37V) están sumergidos en una disolución acuosa. De

acuerdo a las características de la solución podrán ocurrir diferentes

reacciones catódicas que acompañan a la disolución del hierro:

Fe Fe+2 + 2 e-

Puesto que se encuentra por encima del hierro en la tabla de potenciales

de reducción el zinc se oxida con mayor facilidad que el hierro.

http://www.youtube.com/watch?v=t47Ffkku_uM

E N U M E R O D E O X I D A C I O N Y Z C L

L A C G D L A C O R R O C I O N F A L A L H

E L E C T R O D O S X W M R A F I C L F E R

C T X N M Ñ I Y O U M E R E P O S S U A A G

T R O I H O N L V L A O M E C R U D V C B A

R E D O X A E P O G C T A S L M R G I T H C

O M O E T U R A S I L A Y X R U A I A O D Z

L A E D Z C T R O A E I T V R L S H A R J O

I I L S L S G Y K O |I J N H Y A T I C E F J

S G I Y O X I D A C I O N I Y S Y U I S L O

I T J U I M Y K Y M F L M U P O U M D P T J

S E N O R T C E L E A I O H M U F H A O I G

O I G M G B M I T V D T I K H E H R J M N T

A G E N T E O X I D A N T E J K T N M U E B

B U I P K C A R G A N E G A T I V A C I R N

C A M B I O Q U I M I C O H N G J O L G T G

G U R N H K U R H K J B F N H I J G G E E M

V I O U A G E N T E R E D U C T O R N G S C

G K I G O B N I Y P O G G R O P B D E U O N

G A L V A N O P L A S T I A O O H F J O G N

H K I Y J G D H K I G O V V N G D H K G N K

A S F H J B G Y I J N O I C C A E R P O I Y

Oxidación Reducción Cambio químico Corrosión Redox Reacción Formulas

Agente oxidante Número de oxidación Agente reductor

Galvanoplastia Electrolisis Lluvia acida

Metales Factores Electrodos Inertes Fisuras

•Cristofer Jassiel Medina Ríos #23

•Galilea Sarahi De La Peña Munguía #10

•Tania Daniela Gutiérrez Gonzales. #14

•Daniela Araceli Espinosa Solís . #11

Diapositiva2

http://www.fa.org/docrep/003/v5270s/V5270S08.htm

Diapositiva3

http://galvanoplastia-abp.blogspot.mx/

Diapositiva4

http://www.acanomas.com/Inventos-y-Descubrimientos/1437/Galvanoplastia.htm

Diapositiva5

http://aguamarket.blogspot.mx/2010/02/que-es-la-electrolisis.html

Diapositiva 6

http://www.monografias.com/trabajos89/la-electroquimica/la-electroquimica.shtml

Diapositivas 7 8 y 9

http://www.heurema.com/ApuntesFQ/AQuimica/EquilibrioRedox/Electr%F3lisis1.pdf

Diapositiva 10

http://www.getri.es/librogalv.htm

Diapositiva11

http://www.fao.org/docrep/003/v5270s/V5270S08.htm

Diapositiva12

http://www.construsur.com.ar/Noticias-article-sid-32.html

Diapositiva 15

http://www.sabelotodo.org/metalurgia/corrosion.html

Otra referencia

http://anarchic2007.blogspot.mx/

Diapositiva 20-28

http://www.preguntaleasherwin.cl/2012/%C2%BFcuales-son-los-diferentes-tipos-de-

corrosion/

http://biolarioja.com.ar/Quimica/capitulos/Capitulo%20X.htm#fac