Corrosion

CORROSION

OBJETIVOS:

Observar el proceso corrosivo en algunos metales o iones metálicos fáciles de oxidar, principalmente el hierro.

Observar la protección catódica del hierro frente a un metal fácilmente oxidable.

Demostrar que la reacción de corrosión es ácida y la reacción de la protección catódica es básica

FUNDAMENTO TEORICO:

Existen muchas definiciones para corrosión. La más comúnmente aceptada es la siguiente:

“Corrosión es el ataque destructivo de un metal por reacción química o electroquímica con su medio ambiente”

Nótese que hay otras clases de daños, como los causados por medios físicos. Ellos no son considerados plenamente corrosión, sino erosión o desgaste. Existen, además, algunos casos en los que el ataque químico va acompañado de daños físicos y entonces se presenta unacorrosión-erosiva , desgaste corrosivo o corrosión por fricción.

Aún así, la corrosión es un proceso natural, en el cual se produce una transformación del elemento metálico a un compuesto más estable, que es un óxido.

Observemos que la definición que hemos indicado no incluye a los materiales no-metálicos. Otros materiales, como el plástico o la madera no sufren corrosión; pueden agrietarse, degradarse, romperse, pero no corroerse.

Generalmente se usa el término “ oxidación” o “ aherrumbramiento” para indicar la corrosión del hierro y de aleaciones en las que éste se presenta como el metal base, que es una de las más comunes.

Es importante distinguir dos clases de corrosión: la Corrosión Seca y la Corrosión Húmeda. La corrosión se llama seca cuando el ataque se produce por reacción química, sin intervención de corriente eléctrica. Se llama húmeda cuando es de naturaleza electroquímica, es decir que se caracteriza por la aparición de una corriente eléctrica dentro del medio corrosivo. A grandes rasgos la corrosión química se produce cuando un material se disuelve en un medio líquido corrosivo hasta que dicho material se consuma o, se sature el líquido. La corrosión electroquímica se produce cuando al poner ciertos metales con alto numero de electrones de valencia, con otros metales, estos tienden a captar dichos electrones libres produciendo corrosión.

Corrosión Electroquímica

La corrosión es un proceso electroquímico en el cual un metal reacciona con su medio ambiente para formar óxido o algún otro compuesto. La celda que causa este proceso está compuesta esencialmente por tres componentes: un ánodo, un cátodo y un electrolito (la solución conductora de electricidad). El ánodo es el lugar donde el metal es corroído: el electrolito es el medio corrosivo; y el cátodo, que puede ser parte de la misma superficie metálica o de otra superficie metálica que esté en contacto, forma el otro electrodo en la celda y no es consumido por el proceso de corrosión. En el ánodo el metal corroído pasa a través del electrolito como iones cargados positivamente, liberando electrones que participan en la reacción catódica. Es por ello que la corriente de corrosión entre el ánodo y el cátodo consiste en electrones fluyendo dentro del metal y de iones fluyendo dentro del electrolito.

Aunque el aire atmosférico es el medio más común, las soluciones acuosas son los ambientes que con mayor frecuencia se asocian a los problemas de corrosión. En el término solución acuosa se incluyen aguas naturales, suelos, humedad atmosférica, lluvia y soluciones creadas por el hombre. Debido a la conductividad iónica de estos medios, el ataque corrosivo es generalmente electroquímico.

La definición más aceptada entiende por corrosión electroquímica “el paso de electrones e iones de una fase a otra limítrofe constituyendo un fenómeno electródico, es decir, transformaciones materiales con la cooperación fundamental, activa o pasiva, de un campo eléctrico macroscópico, entendiéndose por macroscópico aquel campo eléctrico que tiene dimensiones superiores a las atómicas en dos direcciones del espacio”.

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: Ed1 Ec1 + n e-

Fenómeno catódico: Ec2 + n e- Ed2

Lo que entraña una corriente electrónica a través de la superficie límite de las fases. En el proceso anódico, el dador de electrones, Ed1, los cede a un potencial galvánico más negativo, y dichos electrones son captados en el proceso catódico por un aceptor de electrones, Ec2, con potencial más positivo.

Como vemos la corrosión electroquímica involucra dos reacciones de media celda, una reacción de oxidación en el ánodo y una reacción de reducción en el cátodo. Por ejemplo para la corrosión del hierro en el agua con un pH cercano a neutralidad, estas semireacciones pueden representarse de la siguiente manera:

Reacción anódica : 2Fe 2Fe 2+ + 4e-

Reacción catódica : O2 + 2H2O + 4e- 4OH-

Por supuesto que existen diferentes reacciones anódicas y catódicas para los diferentes tipos de aleaciones expuestas en distintos medios.

EXPERIEMENTO Nº1: EFECTO DE ACIDOS, BASES Y SALES EN LA CORROSION DEL Fe

Datos:

NaOH K2Cr2O7 NaCl FeSO4.7H2O HCl

pH inicial 11 5 5 4 1

pH final 11 5 5 4 1

color amarillo verdoso anaranjado intenso verde azul Azul turquesa

Observaciones:

Al reposar 50 minutos se va observando y luego se añade una gota de ferriocianuro de potasio y posteriormente se comparo con el tubo que contiene FeSO4.7H2O con función de potasio.

El tubo que contiene ferrisianuro y hierro heptahidrado, se observo la formulación de un precipitado ( herrumbe) de color azul debido a la presencia de agua que producirá la oxidación.

Reacciones químicas:

Sin ferricianuro de potasio: NaOH + Fe →

Con ferricianuro de potasio: NaOH + Fe + K3│Fe(CN)6│ →

Sin ferricianuro de potasio: K2Cr2O7 + Fe →

Con ferricianuro de potasio: K2Cr2O7 + Fe + K3│Fe(CN)6│ →

Sin ferricianuro de potasio: NaCl + Fe + →

Con ferricianuro de potasio: NaCl + Fe + K3│Fe(CN)6│ →

Sin ferricianuro de potasio: FeSO47H2O + Fe → FeSO4 + H2

FeSO4 + K3│Fe(CN)6│→ Fe4│Fe(CN)6│3 + 3KCl

Cálculos:

Para el NaOH: pH = 11 = - log [H+] ----------> [H+] = 10-11M (solución básica)

Para el K2Cr2O7:

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