REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA

DE LA FUERZA ARMADA NACIONAL - UNEFA

NÚCLEO FALCON – EXTENSION PUNTO FIJO

ASIGNATURA: CORROSION Y SELECCIÓN DE

MATERIALES.

Bachilleres:

Carrasquero Kimberly

Chirino Gustavo

Mendoza Douglas

Pérez Ruth

Rincón Jonathan

Ventura José

Punto Fijo Estado Falcón, mayo de 2014

Corrosión Galvánica

1.-CORROSIÓN GALVÁNICA.

Resulta de un fenómeno de electrolisis entre dos metales de potencial eléctrico

diferente que se hallan en contacto y en presencia de un electrolito.

Este tipo de corrosión puede ser particularmente severa cuando las películas

protectoras de corrosión no se forman o son eliminadas por erosión.

Entre las reacciones que se presentan en la corrosión galvánica se encuentra la

siguiente:

Reacción Redox: Es toda reacción química en la que uno o más electrones se

transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de

oxidación.

2.-ELECTRODO DE REFERENCIA:

El electrodo de referencia es un electrodo que tiene un potencial de

equilibrio estable y conocido. Es utilizado para medir el potencial contra otros

electrodos en una celda electroquímica. El potencial de unión líquida en estos

electrodos es minimizado por el uso de altas concentraciones de cloruro de

potasio como solución de llenado, debido a que la velocidad de difusión de estos

iones es muy similar.

TIPOS DE ELECTRODOS DE REFERENCIA:

ELECTRODO DE HIDROGENO:

Es un electrodo redox que forma la base de la tabla estándar de potenciales

de electrodos. Su potencial absoluto se estima en 4.40 ± 0.02 V a 25 °C, pero para

realizar una base de comparación con cualquier otra reacción electrolítica, el

potencial electrolítico del hidrógeno se fija como 0 en todas las temperaturas. El

electrodo de hidrógeno se basa en la semicelda redox:

2H+ (aq) + 2e- → H2 (g)

Esta reacción de oxidación-reducción ocurre en un electrodo de platino.

El electrodo es sumergido en una solución ácida y se bombea hidrógeno

gaseoso a través de él. La concentración de formas oxidadas y reducidas se

mantiene como una unidad. Esto implica que la presión de hidrógeno gaseoso es

igual a 1 bar y la concentración de hidrógeno en la solución es 1 mol.

El uso de platino para el electrodo de hidrógeno se debe a varios factores:

Material inerte, que no se corroe.

Capacidad para catalizar la reacción de reducción de protones.

Alto intercambio intrínseco de densidad para la reducción de protones.

Excelente reproducción del potencial (igual o menor que 10 μV) cuando dos

electrodos bien construidos se comparan con otros.

1. Electrodo de platino platinizado.

2. Bombeo de hidrógeno.

3. Solución ácida con actividad de H+ = 1 mol kg-1

4. Sifón para prevenir la interferencia de oxígeno.

5. Depósito a través del cual puede conectarse el

segundo semi elemento de la celda galvánica.

Esto crea una conexión de conductividad iónica

hacia el electrodo de interés.

ELECTRODO DE CALOMELANOS:

Es un electrodo de referencia basado en la reacción entre mercurio y cloruro de

mercurio. Este electrodo está formado por mercurio cubierto por una capa de

cloruro insoluble (calomelanos), Hg2Cl2 en equilibrio con una disolución de

cloruro potásico, KCl, que puede ser 0.1 N, 1 N o saturada. El contacto eléctrico

con el mercurio se realiza por medio de un hilo de platino. Un esquema de este

electrodo se presenta en la figura (a)

La reacción del electrodo de calomelanos es:

Hg2Cl2 + 2e- 2 Hg +2 Cl-.

Así pues, si el electrodo actúa como ánodo (-) la reacción es hacia la izquierda,

(oxidación); si el electrodo actúa como cátodo (+), la reacción es hacia la derecha,

(reducción).

ELECTRODO DE PLATA/CLORURO DE PLATA (Ag/AgCl):

Está formado por un hilo de Ag sobre el cual se deposita AgCl, generalmente por

vía electroquímica, en una solución de NaCl o KCl, en la cual el hilo de Ag actúa

como ánodo, como se muestra en la figura (b).

La reacción electródica es la siguiente:

AgCl + e- Ag + Cl-,

Su potencial de equilibrio a 25°C es:

E = 0.2224

En agua de mar, el valor del potencial es aproximadamente de + 0.25 V respecto

al electrodo normal de hidrógeno (ENH) a 25°C. El potencial del electrodo

depende muy especialmente de la salinidad de la solución en la cual el electrodo

está sumergido.

ELECTRODO DE ZINC:

Está constituido por un bloque de Zn de alta pureza; generalmente se utiliza una

aleación de Zn como la empleada para los ánodos galvánicos de Zn.

La reacción electródica es la siguiente:

Zn Zn2+ + 2e-,

Su potencial de equilibrio a 25°C es:

E = -0.763

El potencial en agua de mar es de cerca de -0.80 V vs. ENH.

Se emplea como electrodo de referencia fijo en agua de mar, como alternativa a

los de Ag/ AgCl. También puede utilizarse en el suelo. Un esquema del mismo se

presenta en la figura (c)

ELECTRODO DE COBRE/SULFATO DE COBRE (Cu/CuSO4):

Está formado por una barra cilíndrica de Cu sumergida en una solución de CuSO4

saturada. El contacto electrolítico con la solución o suelo se realiza mediante un

puente salino constituido (formado) por un tapón de madera de balsa. En la figura

(d) se ilustra este tipo de electrodo.

La reacción de electrodo es la siguiente:

Cu Cu2+ + 2e-;

Su potencial de equilibrio a 25°C viene dado por:

E = 0.340

Con la solución saturada de CuSO4, se tiene E = + 0.318 V vs. ENH, pero para

uso práctico se considera un valor de 0.30 V. Este tipo de electrodo puede

utilizarse en cualquier ambiente, sea en el suelo o agua de mar, aguas dulces o

saladas. Entre otras ventajas, presenta la sencillez de su preparación y su gran

estabilidad. Cuando se utiliza en agua de mar, puede contaminarse con cloruros,

por lo cual es aconsejable más bien en el suelo, en aguas dulces y en salmueras.

3.-SERIE GALVÁNICA DE METALES

La serie galvánica (o serie electropotential) determina el grado de nobleza o

inercia química de los metales y semimetales. A la inversa, dicha serie mide la

tendencia de dichos materiales para sufrir corrosión. Cuando dos metales están

sumergidos en un electrolito, a la vez que están conectados eléctricamente, el

menos noble (base) experimentará una corrosión galvánica. . La velocidad de

corrosión galvánica se determina por el electrolito y la diferencia en la nobleza,

que se puede apreciar en esta serie. La diferencia de nobleza se puede cuantificar

a partir de la diferencia de sus potenciales de corrosión. La reacción galvánica

entre dos metales es una reacción redox y es el principio en que se basan las

pilas.

Los metales (incluidas las aleaciones) pueden ser ordenados en una serie

galvánica que representa el potencial que desarrollan en un electrolito dado frente

a un electrodo patrón de referencia. La posición relativa de los dos metales en

esta serie da una buena indicación de qué metal de la pareja es más probable que

sufra corrosión con mayor rapidez. Sin embargo, otros factores como la aireación

y el caudal de agua pueden influir considerablemente en el proceso.

La corrosión galvánica es de gran interés para la industria marina. Son muy

comunes las tablas con series galvánicas de metales en agua de mar, debido a la

amplia utilización del metal en la construcción naval.

La siguiente es la serie galvánica para agua de mar estancada (es decir, con bajo

contenido de oxígeno). El orden puede cambiar en diferentes ambientes.

La tendencia a la corrosión de un metal mostrada por la serie electroquímica

puede alterarse por causa de no cumplirse las condiciones que se impusieron para

su definición. Entre ellas citamos:

a. Actividades normales de los iones metálicos.

b. Naturaleza diferenciada del electrolito.

c. Temperatura constante en el electrolito.

d. Oxigenación constante en el electrolito.

Si se experimentan en un medio corrosivo dado y con las actividades iónicas

características llegamos a la medición de unos potenciales E de oxidación,

diferentes a los E0 electroquímicos, que constituyen lo que se denominan series

galvánicas en un medio dado. La tabla 12.3 refiere la serie galvánica en agua de

mar en sentido correlativo desde los metales más activos a los más nobles, en el

sentido de la oxidación.

4.-EFECTOS AMBIENTALES DE LA CORROSIÓN GALVÁNICA:

Numerosos trabajos han puesto de relieve la influencia de la contaminación

atmosférica, especialmente en zonas urbanas e industriales, sobre la velocidad de

corrosión de diferentes materiales. Los estudios han incidido en la relación que la

contaminación del medio ambiente ejerce sobre la corrosión. En cambio, se ha

dedicado mucha menos atención a la relación inversa, el efecto que la corrosión

tiene sobre el medio ambiente. Esto podría ser debido a que la acción de la

corrosión sobre el medio ambiente suele presentarse de una manera menos

general, con efectos más puntuales, tanto en su localización como en el tiempo, si

bien casi siempre revestidos de gravedad. Por otra parte, la misma naturaleza de

este tipo de problemas hace que en ellos se encuentren comprometidos técnicos

como ingenieros de procesos o jefes de seguridad, la mayoría de las veces poco

interesados en los fenómenos de corrosión.

En el caso de las plataformas marinas de explotación de petróleo, si bien los

accidentes son más numerosos (3) y muchos de ellos ocasionan fugas de crudo,

sus causas suelen ser ajenas a la corrosión (errores humanos, fallas estructurales

debidas a tempestades, etcétera).

Es en el sector químico, pues, donde la corrosión ha tenido una mayor

repercusión. Sin embargo, es difícil reunir datos estadísticos significativos sobre

cuáles son los tipos o formas de corrosión que con más frecuencia han intervenido

en estos casos. No obstante, puede suponerse que la frecuencia es prácticamente

la misma que la existente en los casos usuales de corrosión en las plantas

químicas, la cual sí se conoce aunque de manera aproximada.

5.-EFECTOS DE ÁREA DE LA CORROSIÓN GALVÁNICA

Otro factor importante en la corrosión galvánica es el efecto del área o la relación

de las áreas anódicas a las áreas catódicas. Una desfavorable relación, por

ejemplo, consiste en un gran cátodo y un pequeño ánodo. Para un flujo de

corriente dado (en pruebas de la laboratorio que implican aplicar corriente eléctrica

entre el ánodo y cátodo) en la celda galvánica, la densidad de corriente es más

grande para un pequeño electrodo que para uno grande.

La mayor densidad de corriente en un área anódica incrementa la rata de

corrosión. La corrosión del área anódica puede ser 100 ó 1000 veces más grande

que si las áreas anódicas y catódicas fueran de igual tamaño

6.-EJEMPLOS INDUSTRIALES DE LA CORROSIÓN GALVÁNICA.

Un ejemplo común de corrosión galvánica es la oxidación de las láminas de

acero corrugado, que se generaliza cuando el recubrimiento de zinc de

protección se rompe y el acero subyacente es atacado. El zinc es atacado

preferentemente porque es menos noble, pero cuando se consume, se

produce la oxidación en serio del acero. Con una lata recubierta de estaño,

como las de conservas, ocurre lo contrario porque el estaño es más noble

que el acero subyacente, por lo que cuando se rompe la capa, el acero es

atacado preferentemente.

Un ejemplo anterior ocurrió en la fragata de la Royal Navy HMS Alarm. El

casco de madera de la embarcación había sido revestido de cobre para

evitar el ataque de los percebes. Pronto se descubrió que la cubierta se

había desprendido del casco en muchos lugares, porque los clavos de

hierro que habían sido utilizado para fijar el cobre a la madera se habían

corroído completamente. Una inspección más detallada reveló que algunos

clavos, que estaban menos corroídos, estaban aislados del cobre por un

papel marrón que estaba atrapado bajo la cabeza del clavo. El cobre había

sido entregado al astillero envuelto en el papel que no se quitó antes de que

dichas planchas fueran clavadas al casco. La conclusión obvia, pues, y la

que figura en un informe al Almirantazgo de 1763, fue que no se debe

permitir el contacto directo del hierro con el cobre en un entorno de agua de

mar si se quiere evitar una severa corrosión del hierro. Más tarde, los

buques se han diseñado teniendo esto en cuenta. No sólo el agua de mar

era un electrolito muy bueno, debido a su alta concentración de sal, sino

que el ataque de los clavos fue favorecido por su área de exposición tan

pequeña en comparación con el de la cubierta de cobre del casco.

Un ejemplo típico de corrosión galvánica. Con propósitos decorativos, al

vehículo le han colocado una tira metálica en las puertas. Esta tira esta

fabricada con un mental diferente al de la puerta por lo que se forma un

acople galvánico. La lluvia aporta el electrolito (el agua) requerido para que

se dé la corrosión. En este caso, el metal de la puerta más activo que el del

adorno, por lo que la puerta sufre corrosión.

7.-PREVENCIÓN DE LA CORROSIÓN GALVÁNICA.

Hay varias maneras de reducir y prevenir este tipo de corrosión.

Recubrimientos

* Recubrimientos metálicos

Los recubrimientos se aplican mediante capas finas que separen el ambiente

corrosivo del metal, es decir que puedan servir como ánodos sacrificables que

puedan ser corroídos en lugar del metal subyacente. Los galvanizados son un

buen ejemplo de este caso.

* Recubrimientos inorgánicos

En algunos casos es necesario hacer recubrimientos con material inorgánico, los

más usados son el vidrio y los cerámicos, estos recubrimientos proporcionan

acabados tersos y duraderos.

* Recubrimientos orgánicos

El uso de pinturas, lacas, barnices y muchos materiales orgánicos poliméricos han

dado muy buen resultado como protección contra la corrosión. Estos materiales

proveen barreras finas tenaces y duraderas para proteger el sustrato metálico de

medios corrosivos

Mediante la aplicación de Protección Catódica.

CP Galvánica: Utilización de ánodos galvánicos o ánodos de

sacrificio.

CP por corriente Forzada.

Diseño

Este quizá el método más efectivo para el control de la corrosión, ya que si

hacemos un buen diseño y una buena planeación podemos evitar dicho

fenómeno:

Se debe tener en cuenta la acción penetrante de la corrosión junto

con los requerimientos de la fuerza mecánica cuando se considere el

espesor del metal utilizado.

Se deben usar preferiblemente metales galvánicamente similares

para prevenir para prevenir la corrosión galvánica.

Se debe hacer un diseño eficiente de aquellas piezas que se espera

queden inservibles en poco tiempo, para que sean fáciles de

reemplazar.

8.-BENEFICIOS DE LA CORROSIÓN GALVÁNICA.

La corrosión se define técnicamente como el ataque y destrucción progresiva de

un metal mediante una acción química. La corrosión galvánica, que se caracteriza

por su poder destructivo, resulta de un fenómeno de electrólisis entre dos metales

de potencial eléctrico diferente que se hallan en contacto y en presencia de

humedad. El beneficio de este fenómeno es que se puede utilizar para nuestro

beneficio garantizar prolongación de la vida del material a proteger.

Entre las partes metálicas de la embarcación que tienen contacto con el agua

como la hélice, el timón, los sistemas de enfriamiento y algunas conexiones, se

puede presentar el paso de electricidad, ya sea entre metales conectados

físicamente (como el timón y sus herrajes, la hélice, el eje y el motor, etcétera), o

no; lo que en cualquiera de los casos ocasionaría la corrosión de las piezas

metálicas.

Ciertos metales, llamados comunes, se corroen más rápido que los conocidos

como metales nobles. A la derecha se muestra una lista de los metales más

usados en instalaciones y equipo marino, en orden de menor a mayor grado de

corrosión galvánica que pueden llegar a sufrir, en agua marina y a temperatura

ambiente.

Ya que la corrosión galvánica se presenta entre metales diferentes, para evitarla o

disminuirla considerablemente es recomendable usar metales del mismo tipo entre

conexiones.