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 calefactor 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, completamente cubierto con agua del grifo.Llenar el tubo 4, con agua del grifo hirviendo, ponerle el tapón y sellarlo 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.

Introducción

Excepto los metales nobles como oro, plata y platino, todos los demás metales están expuestos al deterioro provocado por la corrosión; por ejemplo, el hierro tiende a regresar a su estado original de óxido de hierro. Los barcos, las máquinas y los automóviles expuestos al ambiente con frecuencia sufren corrosión la cual los vuelve

inservibles y se deben desechar. La corrosión también puede crear condiciones peligrosas en edificios, puentes y aviones debido a que las estructuras metálicas de sus soportes se carcomen por corrosión y se debilitan, lo que puede provocar accidentes. Para evitar lo anterior, las estructuras metálicas deben de ser protegidas ya sea con pinturas que contengan plomo, recubrirse con polímeros plásticos o darles un depósito electroquímico con otros metales como el zinc.

Objetivo: Conocer los efectos de la corrosión en algunos metales.

Fotos tomadas al inicio de la práctica el Martes 2 de febrero Tubo 1 Al aireTubo 2 Semicubierto aguaTubo 3 Cubierto de aguaTubo 4 Cubierto agua hirviendo.

Tubo 5 HNO3 diluidoTubo 6 HNO3 concentrado Tubo 7 Cubierto Na2CrO4

Tubo 8 Cubierto NaNO2

Viernes 5 de febrero

Lunes 8 de febrero

Martes 9 de febrero

Viernes 19 de febrero

Tubo 1: Al estar el clavo en contacto solamente con aire seco no hay reacción.Tubo 2 y Tubo 3: La oxidación del hierro con el oxígeno y el vapor de agua del aire es un proceso lento y por eso no se aprecia corrosión en el clavo.Tubo 4: El agua hervida pierde los gases que lleva disueltos. Pero como nuestro tubo está protegido, no hay reacción con el hierro pues solamente con agua no se produce reacción.

El acido nítrico es una acido fuerte y oxida por completo al hierro:2Fe + 6HNO3 -----> 2Fe(NO3)3 + 3H2

NaNO2: Sólido higroscópico, entre blanco y amarillo. La sustancia es un oxidante fuerte

Tubo 5: Presenta precipitado oscuro debido a la acción del ácido sobre el hierro.Tubos 6,7,8: no presenta cambios.No he encontrado información sobre este suceso.Al menos, el nítrico concentrado tendría que tener el mismo resultado o mejor que el diluido. Deduzco que no se ha preparado bien el nítrico diluido o que se ha mal etiquetado.Yo que se, la ciencia puede ser un misterio, sobre todo si no se sabe donde buscar y se carece de base.

Práctica 2: CORROSIÓN DE METALES1. INTRODUCCIÓN

La mayor parte de los materiales interaccionan con el medio ambiente. Esta interacción puede frecuentemente deteriorar el material, hasta el punto de inutilizarlo. Este deterioro se traduce en la perdida de sus propiedades mecánicas u otras, e incluso en una alteración de su apariencia externa.Los mecanismos de deterioro dependen del tipo de material: metales, cerámicos, polímero. En los metales, se produce o una perdida de materia por disolución (corrosión), o por la formación de una película no metálica en la superficie (oxidación).Para los materiales metálicos, el proceso de corrosión es normalmente electroquímico, es decir, consiste en una reacción química donde se produce una transferencia de electrones entre una especie química (Ánodo) a otra (Cátodo); es decir, una reacción de oxidación-reducción.

MATERIAL

- Vaso de precipitado de 250 ml- Placa de Petri- Clavos de hierro y de acero galvanizado- Clavos cobreados y cromados- Papel de aluminio

REACTIVOS- Agar o Gelatina- Ferricianuro potásico K3[Fe(CN)6] 0,5 M: -Preparar a partir de Potasio Hexacianoferrato(III)- Fenolftaleína solución 1% en etanol

PROCEDIMIENTOSe toman 6 g de gelatina y se vierten en 150 ml de agua y se pone a calentar con agitación constante. Con la gelatina disuelta, se deja enfriar; una vez templada, se añade unas 10-12 gotas de ferricianuro potásico 0,5M y 10 gotas de fenolftaleína manteniendo la agitación.

Placas petri: En la primera se coloca: Un clavo normal, otro clavo doblado por su parte central y un tercer clavo galvanizado. En la segunda se coloca: Un clavo recubierto en parte de papel de aluminio, un clavo cobreado y un clavo cromado.

Se vierte en ambas placas la disolución de gelatina preparada sobre los clavos, quedando estos completamente cubiertos.

Observar la coloración al día siguiente y anotar las diferencias que aparecen en los distintos clavos.

Martes 2-2-2010Placa 1: normal + doblado + galvanizado

Placa 2: Aluminio + cobreado+ cromado

Viernes 5-2-2010: Formación de zonas azules en los clavos, excepto en el galvanizado y cromado.

Lunes 8-2-2010: El clavo galvanizado y el cromado se oxidan.

Martes: 9-2-2010: sin cambios.

La aparición de una zona azul en la gelatina se debe a un cambio en el pH que se hace visible por la fenolftaleína añadida.El ión ferroso reacciona con el ferrocianuro potásico de la gelatina para producir un precipitado azul.

Cuestiones

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

Al3+|Al Al3+ + 3e = Al -1,662

Fe2+|Fe Fe2+ + 2e- = Fe -0,44

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?

El aluminio posee mayor energía de oxidación y si se consideran sólo las energías de oxidación, el aluminio se debería oxidar aproximadamente al doble de velocidad que el hierro; sin embargo, sucede precisamente lo contrario: el hierro se oxida mucho más rápidamente que el 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?

El hierro presenta el inconveniente de que se oxida con gran facilidad. Por ese motivo, resulta aconsejable alearlo con otro material (cromo, aluminio o silicio) que posea una energía de oxidación mayor que la suya y cuya velocidad de oxidación sea menor.El aluminio al oxidarse forma Al2O3 (alúmina u oxido de aluminio) que es impermeable y adherente que detiene el proceso de oxidación, lo que le proporciona resistencia a la corrosión y durabilidad. Cuando el aluminio se empieza a oxidar se empieza a formar este oxido recubriendo al metal, cuando esto ocurre, se dice que el aluminio se pasiva, por que ya no será atacado más por el agente oxidante una vez que este cubierto de esta película de alúmina protectora. En cambio el hierro cuando empieza a oxidarse forma óxidos que incluso aceleran la oxidación.

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.

Mg2+|Mg Mg2+ + 2e = Mg -2,363

Al3+|Al Al3+ + 3e = Al -1,662

Mn2+|Mn Mn2+ + 2e = Mn -1,179

Zn2+|Zn Zn2+ + 2e- = Zn -0,763

S2-|S (Pt) S + 2e- = S2-  -0,479

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

La varilla de magnesio es para evitar la corrosión.El magnesio funciona como ánodo de sacrificio protegiendo al acero y el hierro (y cualquier otro metal con potencial de oxidación más alto). Esto ocurre porque el potencial de oxidación del magnesio es menor que el del hierro.Entonces si el hierro es oxidado por una sal disuelta en el agua, pierde electrones, pasan electrones del magnesio al hierro y se oxida el magnesio protegiendo al hierro.

Práctica 3: INFLUENCIA DEL AMBIENTE EN LA VELOCIDAD DE CORROSIÓN

Introducción La mayoría de los metales se encuentran en estado natural formando parte de minerales, ya sea como oxido o metales. El mineral común de hierro se asemeja al herrumbre, este es convertido a fierro metálico mediante el empleo de energía y esta misma energía es la que se libera cuando el hierro se convierte en herrumbre debido a al corrosión en efecto, es la energía que

guarda el metal durante el proceso de refinación lo que hace posible el proceso de corrosión.

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

Reactivos:Solución de FeCl3 0.1 MSolución de FeCl2 0.1 MSolución de H2SO4 0.1 MSolución de HNO3 0.01 MAcido nítrico concentrado (15 M)Material necesario:Lámina delgada de acero de espesor conocidoLámina delgada de cobre de espesor conocidoErlenmeyers.Balanza analíticaCalibre.

ProcedimientoCortar las láminas metálicas en rectángulos pequeñosPreparar las muestras limpiándolas cuidadosamente con algún solvente o detergente para remover la suciedad y la grasa.Medir las dimensiones de la muestra y pesar cada una de ellasPreparar las soluciones necesarias y colocar las muestras en los erlenmeyers como sigue:

Acero en agua destilada.Acero en solución de cloruro férrico.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.

1 Cu: HNO3 diluido2 Cu: HNO3 concentrado.

1 Fe: H2SO4 diluido2 y 4 Fe: H2O destilada3 Fe: H2SO4 en caliente

OBSERVACIÓN MICROSCÓPICA:1-Cu: 2-Cu:

Acero antes de atacar: 1-Ac

2-Ac 3-Ac

4-Ac 5-Ac

El potencial de electrodo de un elemento determina su tendencia a la corrosión en condiciones de equilibrio; sin embargo, como la corrosión tiene lugar habitualmente en condiciones de no equilibrio, el potencial de electrodo no suministra, por lo general, información acerca de la velocidad a la que se produce la corrosión.

Antes de atacarlargo (mm) ancho (mm)

grosor (mm) peso (g)

1Acero en H2SO4 20,12 15,05 1,99 4,6013 Acero en H2SO4 caliente 14,96 14,765 1,98 3,3452 Acero en agua 15,29 10,39 1,99 2,3854 Acero en agua 15,645 14,95 1,96 3,5545 Acero en FeCl3 17,515 14,95 1,985 3,966

1 Cobre en HNO3 diluido 22,655 16,885 4,96 16,7032 Cobre en HNO3

concentrado 22,485 14,115 4,96 13,883

A B C

Después de atacarlargo (mm) ancho (mm)

grosor (mm) peso (g)

1Acero en h2so4 19,985 14,825 1,96 4,63 Acero en h2so4 caliente 14,77 14,575 1,86 3,12 Acero en agua 15,185 10,22 1,96 2,3854 Acero en agua 15,095 15,62 1,96 3,5515 Acero en FeCl3 17,33 14,915 1,975 3,96

1 Cobre en HNO3 diluido 22,615 16,86 4,945 16,6992 Cobre en HNO3 concentrado 19,21 10,69 3,293 5,564

A x B B x C C x A Área En cm2

(mm2)1Acero en H2SO4 302,806 29,9495 40,0388 745,5886 0,74558863 Acero en H2SO4 caliente 220,8844 29,2347 29,6208 559,4798 0,55947982 Acero en agua 158,8631 20,6761 30,4271 419,9326 0,41993264 Acero en agua 233,89275 29,302 30,6642 587,7179 0,5877179

5 Acero en FeCl3 261,8492529,6757

534,76727

5 652,584550,6525845

5

1 Cobre en HNO3 diluido 382,529675 83,7496 112,3688

1157,29615

1,15729615

2 Cobre en HNO3 concentrado 317,375775 70,0104 111,5256 997,82355

0,99782355

Diferencia de masas (g) En Kg

Mdd en Kg / (cm2x año)

1 Ac 0,001 1E-06 1,5311E-10

3 Ac 0,2450,00024

5 4,9989E-082 Ac 0 0 04 Ac 0,003 3E-06 5,827E-105 Ac 0,006 6E-06 1,0496E-09

1 Cu 0,004 4E-06 3,9456E-10

2 Cu 8,3190,00831

9 9,5173E-07