PRÁCTICA Nº 9 y 10 CORROSIÓN I

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María Victoria Lara de la Fuente
hace 7 años
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1 PRÁCTICA Nº 9 y 10 CORROSIÓN I OBJETO DE LA PRÁCTICA: CONCEPTO DE ÁNODO Y CÁTODO APLICACIÓN A TRES REACCIONES REDOX CONCEPTO DE ENERGÍA ELÉCTRICA ASOCIADA A CAMBIOS QUÍMICOS Y VICEVERSA REACCIÓN ESPONTÁNEA Y NO ESPONTÁNEA ASPECTO CINÉTICO Y TERMODINÁMICO TABLA DE POTENCIALES NORMALES Y EN AGUA DE MAR CLASIFICACIÓN DE METALES FRENTE A LA CORROSIÓN MARINA APLICACIÓN A LA PROTECCIÓN DEL CASCO: CORRIENTE IMPRESA ÁNODOS DE SACRIFICIO Reparación de corrosión en casco. 51

2 Estudio de la reacción de corrosión La corrosión es el fenómeno en el que un metal sufre un ataque destructivo y sus resultados son por todos conocidos. El ataque es electroquímico o sea una reacción química en la que hay transferencia de electrones, y generalmente empieza en la superficie. A la pérdida de electrones se le denomina Oxidación: M 0 M n+ + ne El metal se convierte en un ión positivo (catión), gana carga positiva. La zona dónde tiene lugar la oxidación se llama ánodo. A la ganancia de electrones se le denomina Reducción: M n+ + ne M 0 Si el ión metálico (catión) gana electrones se puede convertir en un metal (neutro). Si los gana otra sustancia, ésta ganará carga negativa o perderá carga positiva. La zona dónde tiene lugar la reducción se llama cátodo. La reacción electroquímica total es la suma de estas dos semi reacciones de oxidación y reducción. A la reacción total se le llama redox. Debe existir siempre al menos una reacción de cada tipo, pero puede existir más de una reacción simultáneamente. No puede acumularse carga o sea los electrones generados en la/las reacción/reacciones de oxidación serán totalmente consumidos en la reacción/reacciones de reducción. El proceso total implica un flujo de electrones y por tanto una corriente eléctrica. Se han medido las fuerzas con las que los elementos y compuestos pueden ganar o perder electrones frente al hidrógeno. Se elige una escala, la de potenciales normales de reducción, donde se comparan todos ellos con la reacción H + + e - ½ H 2(g) al que arbitrariamente se le asigna el valor cero. Así se puede obtener una escala cuantitativa de las diferentes tendencias de los metales a corroerse, aunque realmente sólo es estrictamente válida para las condiciones estándar. Los resultados constituyen la tabla de potenciales Standard, dada continuación, en la que todos los metales están en las mismas condiciones estándar (25ºC, 1 atm, 1 M). 52

3 Tabla de potenciales Standard de Reducción 53

4 Desde el punto de vista termodinámico, si el potencial standard total correspondiente a la reacción redox total es positivo, la reacción será espontánea. A continuación, se van a realizar tres reacciones redox Reacción redox 1 Se prepara disolución de AgNO 3 0,1N ( precaución!!!) en un vaso de precipitado de 250 ml. llenando hasta la mitad. Se introduce en el vaso cobre, pesado previamente, bien en forma de hilo o de placa. Anota el aspecto inicial. Cu Cu Ag + NO 3ˉ Inicial Final Cuestionario 1 Describe los cambios observados en 20 minutos, en el metal y en la disolución, comparados con el aspecto inicial. El cobre se pesará para comprobar si ha ganado o perdido peso. Trata de explicar los cambios físicos observados relacionándolo con las reacciones redox correspondientes, sabiendo que el Cu ++ tiene color azul. Ag + Eº = Cu 0 Eº = Anota los potenciales de reducción correspondientes y describe la reacción total. Eº total = A la vista del potencial final, la reacción contraria se daría? Por qué? 54

5 Reacción redox 2 Se prepara disolución de SO 4 Cu.5H 2 O 0,1M en un vaso de precipitado de 250 ml. llenando hasta la mitad. Se introduce en el vaso limaduras de hierro o un clavo de hierro. Anota el aspecto inicial. Fe Fe Cu ++ SO 4ˉ ˉ Inicial Final Cuestionario 2 Describe los cambios observados en minutos en el metal y en la disolución. Trata de explicar los cambios físicos observados relacionándolo con las reacciones redox corespondientes. Fe 0 Eº = Cu 2+ Eº = Anota los potenciales de reducción correspondientes y describe la reacción total. Eº total = A la vista del potencial final, la reacción contraria se daría? Por qué? 55

6 Reacción redox 3 Se prepara disolución de AgNO 3 0,1N ( precaución!!!) en un vaso de precipitado de 250 ml. llenando hasta la mitad. Se introduce en el vaso limaduras de hierro o un clavo de hierro. Anota el aspecto inicial. Fe Fe Ag + NO 3ˉ Inicial Final Cuestionario 3 Describe los cambios observados en el metal y en la disolución en 20 minutos si es que los hay. Fe 0 Eº = Ag + Eº = Anota los potenciales de reducción correspondientes y describe la reacción total. Eº total = A la vista del potencial final la reacción debería darse? Por qué? Explica la diferencia entre el aspecto termodinámico y el cinético para esta reacción redox. 56

7 Reacción redox 4 Poner agua de mar en un recipiente. Introducir una pieza de cobre y otra de zinc en el agua, ambas bien limpias y sin tocarse. Conectar los extremos de un voltímetro a ambas piezas metálicas. voltímetro Cu Zn Cuestionario 4 1-Mide con el voltímetro, la corriente eléctrica que se genera comprobándola cada 30 s. en reposo. 2-Mide la corriente eléctrica con el voltímetro inmediatamente después de agitación del vaso. 3- Qué ocurre si cambias los polos entre sí? 4- Qué ocurriría si las piezas de los metales fueran más grandes? 5- Si en lugar de agua de mar, fuera agua dulce qué ocurriría? 6- A la vista del paso de corriente Qué nuevos cationes deberíamos tener en la disolución? 7- Explica la reversibilidad de una redox y aplícalo a la corriente impresa como método de protección de un metal, por ejemplo el casco. 57

8 Por el gran interés que tiene el medio marino se han estudiado diversos metales y aleaciones en ese medio y dan la siguiente serie galvánica o clasificación según sus potenciales o fuerza para dar la reacción de corrosión. Así se observa que cuanto mas arriba esté el metal en esta serie mas noble será y actuará como cátodo frente a un metal que esté por debajo en esta serie. Serie galvánica en agua de mar. Platino Grafito Titanio Plata Aceros Inoxidables pasivos Níquel Pasivo Monel (níquel+cobre) Bronce (cobre+estaño) Cobre Latónes (cobre+zinc) Níquel activo Estaño Plomo Aceros inoxidables activos Fundición Acero y hierro Aleaciones de Aluminio Cadmio Aluminio Zinc Magnesio y sus aleaciones Más noble, actuará como cátodo Más activo, actuará como ánodo. Haz una clasificación de nobleza o inactividad de los metales puros o aleaciones frente a la corrosión, con los datos de los potenciales. Esto explica la utilización de ánodos de sacrificio como medio de protección de cierto metal a costa de que se oxide un metal mas activo. Por ejemplo cascos de buques y tuberías se protegen con ánodos de zinc y magnesio. Para evitar la corrosión debemos distinguir si el sistema es abierto, como el agua de mar para el buque, o cerrado, como el agua para un generador de vapor. 58

9 Ánodos de sacrificio en la pala del timón del Ferry Buganvilla. (Foto: Iván Leal.) Ánodos de sacrificio Esquema de las corrientes usadas a bordo para protección de la corrosión. 59

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