CORROSIÓN CORROSIÓN: DEFINICIÓN & EJEMPLOS

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1 CORROSIÓN 1 CORROSIÓN: DEFINICIÓN & EJEMPLOS - Corrosión es el ataque destructivo de un metal por reacción química o electroquímica con su medio ambiente - Es la transformación indeseable de un material como consecuencia del medio que lo rodea Ejemplos cotidianos de corrosión: - Las cañerías de agua - El automóvil - El lavarropas - La corrosión de envases metálicos para conservas Agentes agresivos, producen la corrosión: - La atmósfera - El agua de mar - El aire húmedo - Los vapores ácidos La corrosión: un problema económico y de seguridad Se extiende a todos los materiales; pero solamente se tendrá en cuenta la corrosión metálica. Por lo tanto estudiaremos la velocidad con que se deterioran los metales y las formas en que dicha velocidad puede ser controlada. 2

2 CLASIFICACIÓN DE LOS PROCESOS DE CORROSION SEGUN LA FORMA UNIFORME Disolución uniforme de la superficie LOCALIZADA Por placas, Por grietas, Por picado, Intergranular, Fisurante SEGUN EL MEDIO QUIMICA En no electrolitos En interfases metal/gas ELECTROQUÍMICA Existe un medio conductor: a) en atmósfera. b) en suelos c) en soluciones electrolíticas d) en medios iónicos fundidos e) en medios contaminados por microorganismos. 3 CORROSIÓN SEGÚN LA FORMA Factores que favorecen la corrosión * Esfuerzo * Erosión * Cavitación * Frotamiento * Disolución selectiva * Celdas galvánicas * Celdas de concentración (aireación diferencial, diferencias de ph) * Presencia de microorganismos * Daño por hidrógeno Características de la corrosión uniforme * Microestructura homogénea y ambiente de composición uniforme. * Toda la superficie se corroe a igual velocidad y podemos predecir la pérdida de material en un cierto tiempo (g.cm -2.año -1 o mm.año -1 ) con las leyes de Faraday. w jatm nf w = masa del metal corroído (g); j = densidad de corriente (amp/cm 2 ) t = tiempo (segundos); A = área del material que se corroe (cm 2 ) M = masa del átomo gramo del metal (g/mol) n = nº de electrones/átomo producido o consumido en el proceso F = Constante de Faraday (96500 coulombs/mol) 4

3 CORROSIÓN SEGÚN EL MEDIO: CORRSIÓN QUÍMICA El metal reacciona con un medio no-iónico y la oxidación se produce por transferencia directa de e - al oxidante sin formación de una micropila. Por ej. una pieza de Fe calentada al aire seco, por encima de 500ºC se oxida a apreciable velocidad formando una película con la siguiente estructura: Etapa Inicial 2 Fe + O 2 2 FeO Se han producido reacciones redox sin la intervención de iones en solución CORROSIÓN SEGÚN EL MEDIO: CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA Implica un transporte de cargas a través de un electrolito, hay una circulación de corrientes eléctricas y se cumplen las leyes de Faraday. Estas corrientes se producen porque el material presenta zonas con diferente reactividad (centros anódicos y "catódicos ); existe un paso conductor que conecta las zonas anódica y catódica (el metal conduce los electrones) y ambos microelectrodos estan inmersos en un mismo electrolito. 5 CONDICIONES PARA LA CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA Causas frecuentes de la circulación de cargas: * El contacto de dos materiales diferentes * Presencia de fases diferentes de una misma aleación * Diferentes grados de aireación de una pieza metálica. * Corrientes inducidas por circuitos eléctricos mal aislados * Impurezas, tensiones en el metal, etc. Estos factores hacen que en el metal existan diferentes zonas (microelectrodos) que convierten al cuerpo metálico junto con el medio agresivo en un gran conjunto de micropilas electroquímicas. REACCIONES EN LA CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA Reacciones anódicas: Pasaje de iones de la red metálica al medio corrosivo. Reacciones catódicas: Dependiendo de la presión de O 2 y del ph se puede observar reducción de oxígeno y/o desprendimiento de hidrógeno. Metal Metal +n + ne - Fe Fe e - Zn Zn e - O 2 + 4H + + 4e - 2H 2 O 2H + + 2e - H 2 O 2 + 2H 2 O + 4e - 4HO - 2H 2 O + 2e - H 2 + 2HO - 6

4 CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA DE METALES Cada metal tiene una tendencia diferente frente a la corrosión por el ambiente circundante. Una reacción electroquímica es espontánea si: G < 0 E Pila = E Cat. - E Anod. > 0 Serie Electroquímica 7 Zn Fe CUPLA Fe/Zn Esta imagen muestra una placa que contiene la cupla Fe/Zn en un medio compuesto por agar-agar (similar a la gelatina) disuelto en una solución que posee una sustancia que me permite evidenciar la presencia de ión Zn ++ y fenolftaleína. Antes de comenzar la experiencia el color del agar-agar es similar al observado en el borde superior e inferior de la placa. Luego de unos días de colocar la cupla Fe/Zn se obtiene lo que observás en la figura. Puedes explicar los cambios? Porqué no se corroe el Fe? Los potenciales normales son: E 0 (Fe +2 / Fe 0 ) = V E 0 (Zn +2 / Zn 0 ) = V. Reacción catódica 2H 2 O + 2 e - H 2 + 2OH - Reacción anódica Zn 0 Zn e - La fenolftaleína toma color fucsia cuando en el medio se generan OH - Zn ++ + Compuesto de color blanco Sustancia (incolora) que permite identificar Zn ++ 3 Zn Fe(CN) -3 6 [Fe(CN) 6 ] 2 Zn 3 El ión Zn ++ se pone en evidencia al reaccionar con una sustancia que contiene el medio ( actúa como indicador del mismo) formando un compuesto de color blanco 8

5 Fe Cu CUPLA Fe/Cu Esta imagen muestra una placa que contiene la cupla Fe/Cu en un medio compuesto por agar-agar (similar a la gelatina) disuelto en una solución que posee una sustancia que me permite evidenciar la presencia de ión Fe ++ y fenolftaleína. Antes de comenzar la experiencia el color del agar-agar es similar al observado en el borde superior e inferior de la placa. Luego de unos días de colocar la cupla Fe/Cu se obtiene lo que observás en la figura. Puedes explicar los cambios? Los potenciales normales son: E 0 (Fe +2 / Fe 0 ) = V E 0 (Cu +2 /Cu 0 ) = V Ferroxil: Ferricianuro de potasio: K 3 Fe (CN) 6 Agar-agar Fenolftaleína NaOH para que el medio tenga un ph ~ 8 Reacción catódica 2H 2 O + 2 e - H 2 + 2OH - Reacción anódica Fe 0 Fe e - La fenolftaleína toma color fucsia cuando en el medio se generan OH - El ión Fe ++ se pone en evidencia al reaccionar con una sustancia que contiene el medio ( actúa como indicador del mismo) formando un compuesto de color azul Fe ++ + Sustancia (incolora) que permite identificar Fe ++ Compuesto de color azul 3 Fe Fe(CN) -3 6 [Fe(CN) 6 ] 2 Fe 3 9 Reacción del cátodo que acompaña a la oxidación del hierro Deposición metálica del cobre Desprendimiento de hidrógeno Reducción del oxígeno (solución ácida) O H e - 2 H 2 O Reducción del oxígeno (solución alcalina o neutra) O H 2 O + 4 e - 4 OH - Electrolito Contiene iones Cu +2 No contiene iones Cu +2 ni oxígeno Solución ácida con oxígeno Solución alcalina o neutra sin la presencia de iones cobre. Las celdas galvánicas pueden formarse también a nivel microscópico en metales y aleaciones por diferencias en su composición, estructura y concentración de tensiones. Observar y Completar: Identifica las zonas catódica y anódica Escribir las ecuaciones correspondientes Dar una explicación para el comportamiento CORROSIÓN EN EL CONTACTO ENTRE DOS METALES La corrosión de una tubería de hierro o acero puede acelerarse notablemente si está unida a una tubería de Cu. 10

6 color azul CORROSIÓN POR AIREACIÓN DIFERENCIAL En un tubo con agar-agar se colocó una solución con un indicador para Fe ++ y fenolftaleína y se agregó un clavo. Comparar y completar: Dónde hay mayor concentración de oxígeno? Identificar la zona catódica y la zona anódica Escribir las ecuaciones correspondientes Dar una explicación para este comportamiento CELDA DE CONCENTRACIÓN DE OXIGENO FORMACIÓN N DE HERRUMBRE Y PROTECCIÓN Esta foto muestra un clavo sumergido en agua, junto con otro que está unido a una placa de Zn. Observa con atención: Escribe las ecuaciones anódicas y catódicas en cada caso, y la formación de herrumbre Explica las diferencias observadas en cada caso Zn e - Zn (s) E o = -0,76V Fe e - Fe (s) E o =-0,44 V 11 ESPESORES DE ÓXIDO Y CRECIMIENTO (Corrosión Química) A) Capas delgadas (espesor <10-7 m). 1 ro La superficie del metal aparece limpia y brillante por cierto tiempo. 2 do Aparición de núcleos de óxido que se extienden sobre la superficie del metal. 3 ro Engrosamiento del óxido resultante de este conglomerado de núcleos B) Capas gruesas (espesor >10-7 m). * Continuas: Formación de una capa protectora. * Porosas: La corrosión se propaga en el tiempo. En 1923 Pilling y Bedworth propusieron un modo de diferenciar los metales que pueden formar capas protectoras de óxido de los que no las forman: V PB V Relación de Pilling y Bedworth o m w w o m m o w o = peso molecular del óxido w m = peso molecular del metal o = densidad del óxido m = densidad del metal. Si la relación es menor que 1 se tiene un óxido poroso, si es mayor que 1 el óxido es continuo. Aluminio Bario Cadmio Calcio Cesio Cinc Zirconio Cobalto Cobre Cromo Estaño Estroncio 1,28 0,78 1,32 0,78 0,42 1,59 1,55 2,10 1,70 3,92 1,33 0,69 Hierro Litio Magnesio Manganeso Niquel Plomo Potasio Silicio Sodio Torio Wolframio 2,06 0,60 0,84 2,07 1,68 1,31 0,51 2,04 0,32 1,36 3,30 12

7 CONTROL DE LA CORROSIÓN Selección de materiales Recubrimientos Diseño Protección anódica y catódica Control del medio Metálicos Metálicos (cinc, estaño, cobreníquel-cromo) Evitar excesos de tensiones Catódica (Corriente impresa) Temperatura No metálicos Inorgánicos (cerámicos y vidrio) Orgánicos (lacas barnices, pinturas, materiales poliméricos) Evitar contacto de distintos metales Evitar grietas Eliminar el aire Ánodos de sacrificio Anódica (corriente impresa) Oxígeno Concentración de iones Inhibidores, Biocidas, etc. 13 PROTECCIÓN DE METALES CONTRA LA CORROSIÓN Hierro Galvanizado Fe recubierto con Zn Hojalata Fe recubierto con Sn Estaño (cátodo) Hierro (ánodo) Zn : sirve como ánodo de sacrificio y protege al Fe aún cuando el recubrimiento presente algún orificio. El estaño expuesto al aire se pasiva y es estable frente a la corrosión 14

8 PROTECCIÓN CATÓDICA Consiste en suministrar electrones a la estructura protegida. Por ejemplo en el caso del acero la corrosión se detiene y la velocidad del proceso catódico aumentará. Los electrones para la protección catódica pueden provenir de: a) una fuente de corriente continua externa b) un ánodo de sacrificio, metal más susceptible a la corrosión como Mg 15 INHIBIDORES DE CORROSIÓN Son sustancias que reducen la disolución del metal ya sea actuando sobre el proceso de oxidación (inhibidores anódicos) o sobre la reacción de reducción (inhibidores catódicos). A) Inhibidores Anódicos: i) pueden formar películas con los cationes metálicos ii) pueden promover la estabilización de óxidos pasivos iii) pueden reaccionar con las sustancias potencialmente agresivas B) Inhibidores Catódicos: * Son menos eficaces pero más seguros. * Si se usan en dosis insuficientes no incrementan los riesgos de corrosión * Se utilizan polifosfatos, fosfonatos, Zn. * Son más estables, forman una película polarizante que dificulta la reacción de reducción de oxígeno. * También se utilizan compuestos orgánicos con grupos polares que tienen átomos de oxígeno, azufre, nitrógeno, con pares disponibles para formar enlaces con el metal 16

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