PRÁCTICA 1: DEMOSTRAR LA IMPORTANCIA DEL MEDIO EN LOS PROCESOS DE CORROSIÓN

Es una introducción a las reacciones de corrosión, diseñada para mostrar cómo las variaciones del medio pueden originar diferentes grados de corrosión.

MATERIAL:

· Gradilla con 8 tubos de ensayo.· 8 clavos de hierro ó acero no recubierto.· Disolución de NaNO2 (10% en H2O) y de Na2CrO4 (10% en H2O); HNO3 concentrado y diluido (10%)· Placa calefactora y 1 tapón

PROCEDIMIENTO:

Colocar un clavo (indicar de que material es y si está recubierto) en cada tubo de ensayo:

En el tubo 1, dejar un clavo expuesto al aire.El clavo del tubo 2, semicubierto con agua del grifo.El clavo en el tubo 3, debe quedar completamente cubierto con agua del grifo.Llenar el tubo 4, con agua del grifo hirviendo, ponerle el tapón y sellarlo co parafina para que no entre aire. (También podemos hacer el tapón añadiendo unos 2 cm de aceite)Cubrir completamente el clavo del tubo 5 con la disolución de NaNO2.En el tubo 6, cubrir completamente el clavo con la disolución de Na2CrO4.Rellenar el tubo 7 con HNO3 concentrado y observar en el momento.Rellenar el tubo 8 con HNO3 diluido y comparar con el anterior.

Dejar toda la semana y observar los efectos de los diferentes ambientes sobre los clavos.

INFORME: descripción de los resultados y explicación de los mismos.

El fenómeno de corrosión producido en un tornillo dejado a la intemperie se explica mediante un proceso electroquímico en el que se forman pilas galvánicas locales de tamaño microscópico en las que los electrodos son los diferentes granos de la superficie metálica.

En el ánodo el hierro se oxida a su ión ferroso, siguiendo la reacción expuesta a continuación:

Fe Fe+ 2

Pero en esta reacción se desprenden electrones, y, a menos que se haga algo para eliminar dichos electrones, la reacción no podrá proseguir de este modo durante mucho tiempo. Dado que el hierro es un buen conductor eléctrico, los electrones sobrantes viajarán a zonas de la superficie del hierro donde puedan facilitar una reacción de reducción.

En el cátodo, con los electrones sobrantes de la reacción del ánodo, se reducirán los iones de hidrógeno según la reacción:

2H+ 2 2H2

Estos átomos de hidrógeno formados reaccionarán con el oxígeno disuelto para formar moléculas de agua:

2H+ + O2 H2O

Por otra parte, los iones Fe del ánodo, tras haberse liberado de los electrones, se vuelven a oxidar en presencia de agua para formar óxido férrico hidratado (Fe2O3 x H2O), que será el que forme la herrumbre u orín.

Además de estas reacciones, en el cátodo también puede producirse otro proceso de reducción, al pasar a iones OH el oxígeno disuelto en el agua; mediante la reacción:

O2 + 2H2O + 4e 4OH-

Más tarde, estos iones hidroxilo formarán hidróxido ferroso, el cual se oxidará para dar, de nuevo, óxido férrico hidratado.

2OH- + Fe2+ Fe (OH)2

4 Fe (OH)2 + O2 2 Fe2O3 x 4H2O

Primeramente de todo preparamos las disoluciones donde vamos a introducir los tornillos cincados:

Disolución de ácido sulfúrico al 5% (Vf 250 ml)

250 ml x = 12,5 ml de sulfúrico

Tomamos esta alícuota y lo llevamos a un volúmen final de 250 ml.

Disolución de ácido nítrico al 5% (Vf 200 ml)

200 ml x = 10 ml de sulfúrico

Tomamos esta alícuota y lo llevamos a un volúmen final de 200 ml.

Disolución de ácido sulfúrico 96% (Vf 200 ml y densidad 1,89 g/ml)

100 ml ---- 5 g200 ml ---- X g X = 10 g de sulfúrico puro

10 g ---- 96 g purosX g ----- 100 g puros X = 10,41 g sulfúrico

V = = 5,51 ml 6 ml de ácido sulfúrico

Tomamos esta alícuota y lo llevamos a un volúmen final de 200 ml.

Disolución de ácido nítrico 65% (Vf 200 ml y densidad 1,1395 g/ml)

100 ml ---- 5 g puros200 ml ---- X g puros X = 10 g de nítrico puro

10 g ---- 65 g puros

X g ----- 100 g puros X = 15,38 g nítrico

V = = 11,028 ml 11 ml de ácido nítrico

Disolución de NaOH al 5% (Vf 200 ml)

200 ml x = 10 ml de sosa

Tomamos esta alícuota y lo llevamos a un volúmen final de 200 ml.

Disolución de NaCl al 5% (Vf 200 ml)

200 ml x = 10 ml de cloruro de sodio

Tomamos esta alícuota y lo llevamos a un volúmen final de 200 ml.

Disolución de NaNO2

Preparada por el grupo de Jacobo.

Disolución de Na2CrO4

Preparada por el grupo de Jacobo.

A continuación, introducimos los 8 tornillos en los tubos de ensayo, y a cada uno le añadimos una disolución diferente:

Tubo 1 el tornillo sólo en el tubo abierto y expuesto al aire. Tubo 2 semicubierto con agua del grifo. Tubo 3 cubierto con agua del grifo. Tubo 4 cubierto con agua del grifo hirviendo, tapado y

sellado con parafina. Tubo 5 cubierto con la disolución de NaNO2. Tubo 6 cubierto con la disolución de Na2CrO4. Tubo 7 cubierto con HNO3 concentrado. Tubo 8 cubierto con la disolución de HNO3 al 5%.

Nítrico concentrado

Nítrico concentrado

Nítrico diluído

Después de todo este proceso, se dejan los tubos para su corrosión y los vamos observando a lo largo de varios días, para observar sus cambios.

Día 1 03/02/2010:

En los tubos del 1 al 6 no se produjeron cambios

En el tubo 7 apareció un sólido de color marrón y el tornillo estaba casi desaparecido.

El tubo 8 se tornó de un color marrón oscuro casi negro, pero permanecía líquido.

Día 3 05/02/2010:

En los tubos del 1 al 6 no se produjeron cambios.

El tubo 7 permaneció de igual color, pero se puso aún más sólido de consistencia. Y el tubo 8, permaneció de igual color y consistencia.

Día 7 09/02/2010:

En el tubo 5 empezaron a aparecer restos (floculaciones) en el fondo.El tubo 7 permaneció de igual color, pero ya está sólido totalmente.El tubo 8 presentaba un color más marrón claro y una consistencia un poco más sólida

En los tubos del 1 al 4 y el 6 no hubo cambios.

Día 17 19/02/2010:

Los tubos 1, 3, 4 y 6 no presentaron cambio ninguno.En el tubo 2 el tornillo estaba oxidado y el agua presentaba un color marrón debido al orín.

El tubo 5 permanecieron las floculaciones en el fondo del tubo.El tubo 7 estaba en un estado igual al que tenía anteriormente, pero el tornillo había desaparecido.El tubo 8 ya estaba casi sólido el medio, el tornillo estaba entero, pero muy oxidado.

Los resultados que se pueden desprender de la práctica son:

El agua sí que es un oxidante, de hecho es el más común, pero tiene una velocidad de corrosión muy lenta.

La unión de agua y oxígeno atmosférico es una causa de corrosión para materiales, aunque su velocidad de corrosión es lenta; aún así, es mayor que la acción del agua y el aire por separado.

La corrosión atmosférica ocurre generalmente en superficies expuestas al oxígeno diatómico disuelto en agua o al aire y se ve favorecido por altas temperaturas. Por ello, en el tubo 4 cubierto de agua hirviendo, si hubiese estado destapado, se habría oxidado primero que ninguno de los anteriormente mencionados (en los que el medio era agua).

La severidad de la corrosión atmosférica se ve incrementada cuando la sal, los compuestos de sulfuro, nitruro y otros contaminantes atmosféricos están presentes. Como sucede en los tubos 5, 6, 7 y 8.

En el caso del ácido nítrico, se produce la reacción:

2Fe + 6HNO3 2Fe (NO3)3 + 3H2

El ácido nítrico es un ácido fuerte y oxida por completo al hierro, este es un tipo de reacción de sustitución ya que el hierro ocupa el lugar del hidrogeno y lo desplaza, por ello se libera hidrogeno molecular H2 (estado normal de este gas en condiciones normales). Si además, le añadimos el factor concentración, lógicamente reaccionará primero y más violentamente con el ácido concentrado que con el diluido.

En el tubo 6 que contenían NaNO2, esta sale actúa como inhibidor de la corrosión, por eso no se oxida el clavo en su disolución.

2 Fe + NaNO2 + 2H2O Fe2O3 + NaOH + NH3

Los inhibidores de corrosión, son productos que actúan ya sea formando películas sobre la superficie metálica, o bien entregando sus electrones al medio. Entre sus ventajas están:

a) Tratamiento inhibidor altamente efectivo para proteger todas las superficies metálicas contra la corrosión.

b) Forma una película microscópica sobre las superficies de los tubos y superficies que forman parte de sistemas con metales diferentes.

c) Contiene inhibidores de corrosión especializados que protegen a los metales ferrosos y no ferrosos.

El tubo 6 que contenía Na2CrO4, el cromado es un tratamiento utilizado para endurecer de forma superficial a distintos metales y protegerlos de la oxidación; consiste en difundir átomos de cromo en la superficie del metal.

2 Fe + 2 Na2CrO4 + 2H2O Fe2O3 + Cr2O3 + 4NaOH

PRÁCTICA 2: CORROSIÓN DE METALES

OBJETIVOS

Visualizar el proceso de corrosión de un clavo de hierro. También se observará el efecto de varios tratamientos sobre la corrosión del clavo.

FUNDAMENTO TEÓRICO

La corrosión puede definirse como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque químico en su entorno. La mayor parte de la corrosión de los metales se produce por ataque electroquímico, ya que los metales tienen electrones libres capaces de establecer pilas electroquímicas entre los microcristales de una aleación metálica o entre metales distintos.Por otra parte, los metales pueden reaccionar con el oxígeno, produciéndose una capa de óxido en la superficie. Nos interesa conocer la descripción cualitativa de la reacción y poner en evidencia la transferencia de electrones en los procesos de oxidación.Técnicamente es interesante distinguir entre oxidación directa y corrosión electroquímica.Esta última, se origina como se ha comentado anteriormente, por formación de pilas electroquímicasEn los procesos generales de oxidación el metal pasa del estado elemental a formar iones positivos (cationes metálicos) por pérdida de electrones, a través de una reacción de oxidación:

Metal ® Mn++ + n e-

Al mismo tiempo tiene lugar la reducción del oxígeno molecular:

1/2 O2 +2 e- ® O2-

Estas reacciones redox originan la formación de una capa de óxido metálico que recubre el propio metal y que, en algunos casos, puede actuar de protección, dependiendo de las características físicas de la capa de óxido formada. En las primeras etapas de la oxidación, la capa de óxido es discontinua y comienza por la extensión lateral de núcleos discretos de óxido. Después de la interconexión de los núcleos se produce el transporte de masa de los iones en dirección perpendicular a la superficie.Existe también un fenómeno de corrosión bajo esfuerzo. La rotura por corrosión bajo esfuerzo de los metales, tiene su origen en la combinación de efectos de tensiones intensas y corrosión específica que actúa en el entorno del metal. La rotura suele comenzar en una fisura u otra discontinuidad de la superficie metálica. En la punta de la grieta la corrosión electroquímica causará una disolución anódica, con lo que el metal se va disolviendo y la grieta avanza en un plano

perpendicular al de las tensiones o el esfuerzo aplicado. Si se frena el esfuerzo o la corrosión, la grieta frena su avance.El proceso de corrosión puede prevenirse de múltiples formas. Una de ellas es la técnica del recubrimiento metálico. Estos recubrimientos se aplican de modos diversos y sirven como películas protectoras o como materiales que se corroen en lugar de los metales a los que cubren. En el caso del acero galvanizado (acero recubierto de zinc), el zinc, posee una mayor tendencia a la oxidación y, por lo tanto constituye el ánodo de la reacción. El acero actuará como cátodo y no sufrirá oxidación alguna. Sin embargo, otros metales como el cobre no pueden proteger al hierro al ser menos oxidable (con menor capacidad anódica) que éste último. Esta tendencia de las sustancias a ceder electrones y oxidarse, o aceptarlos y reducirse se expresa como potencial de reducción.En esta práctica vamos a estudiar las reacciones de óxido-reducción que tienen lugar en varios clavos en los que se provocan fenómenos de corrosión. Comprobaremos que en los clavos de hierro existen zonas con diferente potencial anódico, esto es, con distinta capacidad para la oxidación. En las zonas sometidas a mayor tensión (cabeza y punta del clavo) el metal es más anódico y por tanto más fácilmente oxidable. El hierro metálico se oxida a hierro (II).

2Fe (s) ® 2Fe2+ (aq) + 4 e-

El ion ferroso, reacciona con el ferricianuro potásico para producir un precipitado azul, el azul de Prusia.

H2O + K+ + Fe2+ (aq) + [Fe(CN)6]3-(aq) ® KFe [Fe(CN)6]·H2O

Los electrones cedidos por los dos extremos del clavo atraviesan su parte central y ahí reducirán al oxígeno disuelto en una disolución de gel, para transformarlo en iones hidroxilo.El incremento de la concentración de iones OH- ocasiona un cambio de color del indicador fenolftaleína, que virará de incoloro a rosa.

O2 + 2 H2O + 4 e- ® 4 OH-

MATERIAL Y REACTIVOS

- Vaso de precipitado de 250 ml- Placa de Petri- Clavos de hierro y de acero galvanizado- Clavos cobreados y cromados- Papel de aluminio- Agar (USP)- Gelatina- Ferricianuro potásico K3[Fe(CN)6] 0,5 M: preparar a partir de Potasio Hexacianoferrato(III)

- Fenolftaleína solución 1% en etanol

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Se prepara una disolución de agar o gelatina en agua caliente. Se vierte una cantidad (6 g) en 150 ml de agua en un vaso de precipitados y se pone a calentar en una placa calefactora, con agitación constante. Cuando la gelatina está completamente disuelta, se deja enfriar un poco la disolución. Cuando esté templada, se añade con un cuentagotas unas 10 o 12 gotas de la solución de ferricianuro potásico 0,5 M y unas 10 gotas de fenolftaleína, siempre con agitación.Se preparan dos placas de Petri, cada una de ellas con tres clavos. En la primera se coloca un clavo normal, otro clavo doblado por su parte central y un tercer clavo galvanizado. En la segunda placa de Petri, se coloca un clavo recubierto en parte de papel de aluminio, un clavo cobreado y un último clavo cromado.Se vierte en ambas placas la disolución de agar o gelatina (con el ferricianuro y la fenolftaleína) sobre los clavos, de manera que éstos queden completamente cubiertos por el agar y/o gelatina.Al cabo de unos minutos se puede observar cierta coloración tenue en la cabeza y en la punta de los clavos. Sin embargo, para apreciar mejor el efecto de la corrosión, se tienen que dejar las placas durante toda la noche en los cajones de las mesas de prácticas. Observar la coloración al día siguiente y anotar las diferencias que aparecen en los distintos clavos.

Nota. Es importante no mover la placa de Petri una vez colocados los clavos.

CUESTIONES

1. Consultar la tabla de potenciales de reducción estándar para el hierro y el aluminio y responder a las siguientes preguntas:

a) ¿Qué metal (Al o Fe) tiene mayor capacidad para oxidarse? ¿Cual de los dos es más oxidante? Si estos dos metales se ponen juntos en una disolución acuosa que contenga iones de ambos, ¿qué metal resultará reducido y cuál oxidado?

Fe2+(aq) + 2e– Fe(s) - 0.41

Al3+(aq) + 3e– Al(s) – 1.676

El aluminio como el hierro en estado puro, tienen la capacidad de oxidarse por igual. La diferencia es que el aluminio forma un óxido de alta densidad de un color imperceptible que se coloca como una coraza en la capa superior del metal, y por lo tanto no permite que el resto de la pieza siga oxidándose. Pero definitivamente, el hierro se deteriora más con el óxido, que el aluminio; tiene mayor capacidad de oxidación, por que por su estructura molecular tiene mayor capacidad de perder electrones.

Cuando un metal tiende a oxidarse, entonces es capaz de perder electrones con gran facilidad. Estos electrones servirán para reducir a otra sustancia, por lo tanto, un metal con tendencia a oxidarse actúa como reductor. Por el contrario, un metal que presente mayor facilidad para captar electrones se reducirá "arrancando" electrones de otra sustancia. Este metal actuará así como un oxidante.

Y el aluminio es el que tiene mayor poder de oxidación según: El agente reductor es aquel elemento químico que suministra

electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.

En los clavos de hierro existen zonas con diferente potencial anódico, esto es, con distinta capacidad para la oxidación. En las zonas sometidas a mayor tensión (cabeza y punta del clavo) el metal es más anódico y por tanto más fácilmente oxidable. El hierro metálico se oxida a hierro (II).

2Fe (s)           2Fe2+ (aq)   +   4 e-

     El ion ferroso, reacciona con el ferricianuro potásico para producir un precipitado azul, el azul de Prusia.

H2O + K+ + Fe2+ (aq) +  [Fe(CN)6]3- (aq)     KFe [Fe(CN)6] x H2O

     Los electrones cedidos por los dos extremos del clavo atraviesan su parte central y ahí reducirán al oxígeno disuelto en una disolución de gel, para transformarlo en iones hidroxilo. El incremento de la concentración de iones OH- ocasiona un cambio de color del indicador fenolftaleína, que virará de incoloro a rosa.

O2  +  2 H2O  +  4 e-       4 OH-

Un método para saber la tendencia a formar iones en solución acuosa es comparar sus potenciales de semi-pila con el ión hidrógeno. A los metales que son más reactivos se le asigna un potencial negativo y se les denominan anódicos. Y a los que son menos reactivos se les asigna un potencial positivo y se les llama catódicos. Por ello es el hierro es el anódico y protege al aluminio.

b) De acuerdo con la respuesta del apartado a, ¿por qué los materiales de aluminio sufren una corrosión mucho más lenta que los de hierro?, ¿sería el aluminio un buen protector para evitar la corrosión del hierro?

Cuanto más bajo (negativo) sea el potencial de un metal, más fácilmente resultara corroído; del mismo modo cuando mayor sea la diferencia de potencial entre los dos metales en contacto, tanto mayor será la corrosión galvánica producida entre ambos, siempre en perjuicio del de menor potencial. Por ello los iones de aluminio son más fácilmente oxidables que el hierro y, por tanto, puedan protegerlo de la corrosión.

Los materiales de aluminio sufren una corrosión mucho más lenta que los de hierro, ya que el aluminio tiene tendencia a formar picaduras y la velocidad de crecimiento de las picaduras se aminora con el tiempo. Mientras que el hierro se oxida en forma de herrumbre.

No, el aluminio no puede evitar la corrosión del hierro ya que éste se oxida de manera más rápida y violenta.

2. Consultar la tabla de potenciales estándar de reducción y localizar otros metales que sean más fácilmente oxidables que el hierro y que, por tanto, puedan protegerlo de la corrosión.

Cd2+(aq) + 2e- -> Cd(s) -0.40

Ni2+(aq) + 2e- -> Ni(s) -0.23

Sn2+(aq) + 2e- -> Sn(s) -0.14

Pb2+(aq) + 2e- -> Pb(s) -0.13

Fe3+(aq) + 3e- -> Fe(s) -0.04

Sn4+(aq) + 2e- -> Sn2+(aq) 0.15

Cu2+(aq) + e- -> Cu+(aq) 0.16

Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) 0.34

Cu+(aq) + e- -> Cu(s) 0.52

Fe3+(aq) + e- -> Fe2+(aq) 0.77

Hg22+(aq) + 2e- -> 2Hg(l) 0.80

Ag+(aq) + e- -> Ag(s) 0.80

Hg2+(aq) + 2e- -> Hg(l) 0.85

2Hg2+(aq) + 2e- -> Hg22+(aq) 0.90

Co3+(aq) + e- -> Co2+(aq) 1.82

Es decir, los que se encuentran por debajo de él en la tabla de potenciales estándar de reducción y por tanto más fácilmente oxidables, son los que lo pueden proteger de la corrosión.

3. Algunas veces se ponen varillas de magnesio metálico en los calentadores de agua, ¿cuál es la razón?

Ello sucede por la protección catódica mediante ánodos de sacrificio, la cual consiste en conectar el metal que queremos proteger con una barra de otro metal más activo, que se oxidará preferentemente, protegiendo al primer metal. Se utilizan uno o más ánodos de sacrificio de un metal que sea más fácilmente oxidable que el metal protegido. Los metales que comúnmente se utilizan para ánodos de sacrificio son el zinc, el magnesio y el aluminio.

Esto es habitual en los calentadores de agua y tanques de agua caliente de las calderas. La falta de regularidad al reemplazar los ánodos de sacrificio en los calentadores de agua disminuye severamente la vida útil del tanque. Las sustancias para corregir la dureza del agua (ablandadores) de agua tienden a degradar los ánodos de sacrificio y los tanques más rápidamente.

Ánodo de sacrificio tras ejercer su función de protección

FOTOS EXPLICATIVAS DE LA PRÁCTICA

Día 1: 03/02/2010

Placa izquierda (1) 1 clavo normal, 1 doblado y 1 zincado.

Placa derecha (2) contiene 1 clavo cromada, 1 recubierto de papel de aluminio y otro con cobre.

05/02/2010

No se han producido cambios.

09/02/2010

09/02/2010

Placa 1 se empieza a formar zonas rosáceas y azuladas alrededor de los clavos, pero no hay cambio en lo referente al tornillo galvanizado.

09/02/2010

Placa 2 sucede igual que en la placa 1.

Comprobamos que en los clavos de hierro existen zonas con diferente potencial anódico, esto es, con distinta capacidad para la oxidación.

En las zonas sometidas a mayor tensión (cabeza y punta del clavo) el metal es más anódico y por tanto más fácilmente oxidable. El hierro metálico se oxida a hierro (II).

2Fe (s) 2Fe+2 (aq) + 4 e–

El ion ferroso reacciona con el ferricianuro potásico para producir un precipitado azul, el azul de Turnbull.

H2O + K+ + Fe2+ (aq) + Fe(CN)63– (aq) KFe [Fe(CN)6]

+ H2O

Los electrones cedidos por los dos extremos del clavo atraviesan su parte central y ahí reducirán al oxígeno disuelto en una disolución de gelatina agar agar, para transformarlo en iones hidroxilo. El incremento de la concentración de iones OH- ocasiona un cambio de color del indicador fenolftaleína, que virará de incoloro a rosa.

O2 + 2 H2O + 4 e– 4 OH –

El recubrimiento metálico es una técnica para prevenir la corrosión. Estos recubrimientos se aplican de modos diversos y sirven como películas protectoras o como materiales que se corroen en lugar de los metales a los que cubren. En el caso del acero galvanizado (acero recubierto de zinc), el  zinc, posee una mayor tendencia a la oxidación y, por lo tanto constituye el ánodo de la reacción. El acero actuará como cátodo y no sufrirá oxidación alguna. Sin embargo, otros metales como el cobre no pueden proteger al hierro al ser menos oxidable (con menor capacidad anódica) que éste último. Esta tendencia de las sustancias a ceder electrones y oxidarse, o aceptarlos y reducirse se expresa como potencial de reducción.

PRÁCTICA 3: INFLUENCIA DEL AMBIENTE EN LA VELOCIDAD DE CORROSIÓN

OBJETIVO

Este experimento examina la influencia de varios ambientes en la estabilidad de materiales comunes de ingeniería.

TEORÍA

La velocidad de corrosión de los metales está fuertemente influida por el ambiente que los rodea. Dentro del término “ambiente” se incluyen las condiciones físicas y químicas del medio en que se encuentra el metal.Todos los ambientes son corrosivos en mayor o menor grado; existen muchos factores que pueden afectar la velocidad de corrosión. Algunos ejemplos son:

- Ambiente acuoso vs ambiente seco- Presencia de oxígeno o, por el contrario, condiciones anaerobias- Presencia de iones- Potencial de hidrógeno (pH) del medio- Radiaciones ionizantes (como las emitidas por desechos radiactivos)- Suciedad y contaminantes superficiales- Pureza del metal o composición de la aleación- Esfuerzos de tensión o compresión en el metal- Temperatura

Los factores meteorológicos son también muy importantes en los estudios sobre corrosión.La corrosión atmosférica es la causa más frecuente de la destrucción de metales y aleaciones. Contaminantes naturales (como el cloruro de sodio suspendido en la atmósfera de las zonas costeras) y de origen humano (por ejemplo, dióxido de azufre) pueden potenciar el efecto corrosivo de los factores meteorológicos.Las características corrosivas de los diferentes climas mundiales se pueden consultar en los mapas de corrosión que se incluyen en muchos libros relacionados con el tema.

REACTIVOS Y APARATOS NECESARIOS

Lámina delgada de acero de espesor conocidoLámina delgada de cobre de espesor conocidoSolución de FeCl3 0.1 MSolución de FeCl2 0.1 MSolución de H2SO4 0.1 MSolución de HNO3 0.01 MAcido nítrico concentrado (15 M)Vasos de precipitados o tubos de ensayo

PROCEDIMIENTO

Cortar las láminas metálicas en rectángulos pequeños, por ejemplo de 2 cm x 1 cm.Deberéis preparar 5 muestras de acero y 2 de cobre. Limpiarlas cuidadosamente con algún solvente o detergente para remover la suciedad y la grasa. No las toquéis con los dedos, utilizar pinzas de plástico.Medir las dimensiones de la muestra con precisión de 0.2 mm, y pesar cada una de ellas hasta décimas de mg. Preparar las soluciones necesarias y colocar las muestras en tubos de ensayo o vasos de precipitados pequeños como sigue:

Acero en agua destilada.Acero en solución de cloruro férrico.Acero en solución de cloruro ferroso.Acero en ácido sulfúrico 0.1 M a temperatura ambiente.Acero en ácido sulfúrico 0.1 M caliente, cercano a la ebullición.Cobre en ácido nítrico diluido.Cobre en ácido nítrico concentrado, directamente de la botella, en la campana de humos.

Exponer las muestras al ambiente correspondiente durante por lo menos 1 hora.Retirarlas, enjuagarlas con agua destilada y dejarlas secar sobre papel absorbente. Pesar de nuevo las muestras e inspeccionarlas a simple vista, con una lente de aumento o al microscopio.Si la muestra está cubierta de una película, removerla y pesarla de nuevo.

CÁLCULOS Y OBSERVACIONES

Observar la apariencia física de cada muestra antes y después de la exposición. Determinar la pérdida de peso y las velocidades de corrosión.

Para determinar la velocidad de corrosión de cada ambiente:

Las unidades más frecuentemente empleadas para expresar la velocidad de corrosión son: miligramos decímetro cuadrado día

(mdd), milímetros por año (mm/año), pulgadas por año o milipulgadas por año. Nosotros utilizaremos la primera de ellas.

Las placas 1 y 2 son de cobre. Las placas 3, 4, 5 y 6 son de acero.

Se pesaron todas las piezas y se tomaron sus medidas con un calibre pie de rey.

PIEZA PESO (g) LARGO (mm)

ANCHO (mm)

GROSOR (mm)

REACTIVO

1 15,6243 23,17 15,59 4,97HNO3

diluído

M= 0,0115

2 17,7425 23,67 17,49 4,96 HNO3 (cc) 65%

3 3,7591 16,68 14,75 1,97H2SO4

caliente

M= 0,1008

4 3,7633 16,61 15,01 1,97H2SO4

M= 0,1008

5 4,1321 18,21 14,84 1,96 H2O destilada

6 3,6592 16,28 15,12 1,97 FeCl3

Se numeraron las piezas para no confundir unas con otras, seguidamente se introdujeron en unos erlenmeyer pequeños, para así introducir a continuación sus reactivos correspondientes y los dejamos actuar sobre ellas 1 hora en la campana de gases.

Después de corroer las piezas durante 1 hora, las lavamos con agua destilada y las secamos con papel suave, sin frotar, y realizamos una nueva pesada y medición.

PIEZA PESO (g) LARGO (mm)

ANCHO (mm)

GROSOR (mm)

1 15,6243 23,08 15,55 4,96

2 11,8101 22,02 15,74 4,30

3 3,5733 16,51 14,73 1,91

4 3,7619 16,57 15,00 1,96

5 4,1321 18,18 14,84 1,95

6 3,6531 16,27 15,11 1,95

Posteriormente, como vimos que todas (a excepción de la pieza 5) tenían unos pocos restos del efecto de la corrosión, las lijamos para quitárselos. Y nuevamente pesamos las piezas para ver su peso después del desbate.

PIEZA PESO (g) PESO (mg)

1 15,6190 15619

2 11,8059 118059

3 3,5632 3563,2

4 3,7602 3760,2

5 4,1321 4132,1

6 3,6490 3649,0

La velocidad de corrosión la calculamos a través de la fórmula:

Mdd =

Para hallar el espesor o masa corroída restamos al peso inicial de la pieza el peso final, así obtenemos la diferencia de peso:

PIEZA MASA INICIAL (g)

MASA FINAL (g)

DIFERENCIA O ESPESOR (g)

1 15,6243 15,6190 0,0053

2 11,8101 11,8059 5,9366

3 3,5733 3,5632 0,1959

4 3,7619 3,7602 0,0031

5 4,1321 4,1321 0,0000

6 3,6531 3,6490 0,0102

Asimismo para calcular la densidad de las piezas necesito calcular primero el volúmen de cada pieza:

Volúmen Pieza 1 23,17 x 15,59 x 4,97 = 1795,265 mm3

Volúmen Pieza 2 23,67 x 17,49 x 4,96 = 2053,382 mm3

Volúmen Pieza 3 16,68 x 14,75 x 1,97 = 484,679 mm3

Volúmen Pieza 4 16,61 x 15,01 x 1,97 = 491,153 mm3

Volúmen Pieza 5 18,21 x 14,84 x 1,96 = 529,663 mm3

Volúmen Pieza 6 16,28 x 15,12 x 1,97 = 484,923 mm3

A continuación cambiamos las unidades del volúmen a cm3 para expresar la densidad en g/cm3:

PIEZA MASA (g) VOLÚMEN (cm3)

DENSIDAD (g/cm3)

1 15,6243 1,7953 8,7742

2 11,8101 2,0534 7,9213

3 3,5733 0,4847 7,6710

4 3,7619 0,4912 7,7180

5 4,1321 0,5297 7,8542

6 3,6531 0,4849 7,6116

Para hallar el área de nuestras piezas, aplicamos la ecuación:

A = 2 x [a x b + a x c + b x c]

Pieza 1 2 x 553,8575 = 1107,715 mm2 = 11,0772 cm2

Pieza 2 2 x 618,1419 = 1236,2838 mm2 = 12,3628 cm2

Pieza 3 2 x 307,1111 = 614,2222 mm2 = 6,1422 cm2

Pieza 4 2 x 311,6075 = 623,215 mm2 = 6,2322 cm2

Pieza 5 2 x 335,0144 = 670,0288 mm2 = 6,7003 cm2

Pieza 6 2 x 308,0116 = 616,0232 mm2 = 6,1602 cm2

La velocidad de corrosión la podemos dar de distintas formas, quizás la más fácil es expresarla en espesor corroído por unidad de tiempo, como puede ser la siguiente expresión en las siguientes unidades de medida:

V[cm/h] = (mo – mt) / (A x t x d)

Pieza 1 V[cm/h] = = 0,00005453

cm/hora

Pieza 2 V[cm/h] = = 0,00005453

cm/hora

Pieza 3 V[cm/h] = = 0,00005453

cm/hora

Pieza 4 V[cm/h] = = 0,00005453

cm/hora

Pieza 5 V[cm/h] = = 0,00005453

cm/hora

Pieza 6 V[cm/h] = = 0,00005453

cm/hora

Pero si queremos determinar la velocidad de corrosión como la pérdida de peso por unidad de peso y por unidad de tiempo podemos hacerlo de la siguiente forma:

Vc (mdd) = (mo-mt) / A x t

Como queremos expresar la velocidad de corrosión en mdd, tenemos que pasar el tiempo de exposición de las piezas a días, si el tiempo de exposición fue de una hora:

1 día = 24 horas x 365 días/año = 8760 horas

8760 horas ------ 1 año

1 hora ------------ X años

X = 0,000114155 años = 1,14155 x 10-4 años

Y a continuación, calculamos la velocidad de corrosión como la pérdida de peso por unidad de peso y por unidad de tiempo:

Pieza 1 V[mdd] = = 0,000419 mdd

Pieza 2 V[mdd] = = 0,420655 mdd

Pieza 3 V[mdd] = = 0,027939 mdd

Pieza 4 V[mdd] = = 0,000436 mdd

Pieza 5 V[mdd] = = 0,0 mdd

Pieza 6 V[mdd] = = 0,001451 mdd

Resultado de la práctica en lo referente a la pérdida de peso de las piezas por medio de la corrosión:

Las piezas atacadas con los reactivos calientes tanto con el ácido nítrico como con el sulfúrico, sufren más la corrosión que las piezas atacadas con reactivos a temperatura ambiente. Además, el caso del nítrico destaca sobre el resto, ya que supera a los demás en muchísima diferencia de masa perdida.

Ello es debido a que la corrosión tiende a aumentar al elevar la temperatura, ya que esta posee efectos secundarios mediante su influencia en la solubilidad del aire, que es la sustancia más común que influye en la corrosión.

La observación microscópica de las piezas después del ataque con los reactivos, y el posterior desbaste dio como resultado las siguientes fotos:

Pieza 6 acero atacado con cloruro de hierro (III)

Pieza 5 acero atacado con agua destilada

Pieza 4 acero atacado con sulfúrico

Pieza 3 acero atacado con sulfúrico caliente

Pieza 2 cobre atacado con nítrico concentrado y caliente

Pieza 1 cobre atacado con nítrico diluido