UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE CIENCIAS
CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA ELECTROQUÍMICA INFORME DE LABORATORIO N° 10 QUIMICA GENERAL II
DOCENTES
: ROSA MARÍA SAYÁN ELIZABETH DEZA
ESTU ESTUDI DIAN ANTE TE
: MARI MARIAN ANO O MART MARTÍN ÍN RENG RENGIF IFO O SANT SANTAN ANDE DER R
CÓDIGO
: 20072100F
LIMA – PERÚ
2007
I.
RESUMEN
Este informe muestra el procedimiento en que se realizaron 4 experimentos relacionados con la corrosión electroquímica así como los fenómenos observados en el laboratorio durante el desarrollo de cada experimento y también un análisis y explicación respecto a las observaciones vistas sustentado por el fundamento teórico. En el primer experimento se preparará un gel indicador constituido por una solución acuosa de cloruro de sodio conteniendo agar – agar, fenolftaleína y ferricianuro de potasio. Este gel se empleará en los siguientes tres experimentos. En el segundo experimento se colocará el gel sobre un clavo de hierro doblado y dos sin doblar que se encuentran en una placa petri. Luego que el gel solidifique se ubicarán las zonas catódicas y zonas anódicas en la oxidación de cada clavo de hierro. En el tercer experimento se observará cómo otros metales como el cobre y el zinc, influencian en la corrosión del hierro. En el cuarto y último experimento se medirá la diferencia de potencial entre el hierro y el cobre y entre el hierro y el zinc.
II.
CONTENIDO Pág.
CARÁTULA........................................... CARÁTULA........................................................................ .......................................................... ..............................1 .1 RESUMEN................................................... RESUMEN................................................................................ ......................................................2 .........................2 CONTENIDO........................................... CONTENIDO....................................................................... ......................................................... .............................22 OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA............................................... PRÁCTICA.....................................................................3 ......................3 FUNDAMENTO TEÓRICO.............................................. TEÓRICO........................................................................... ...............................3 ..3 DIAGRAMA DEL PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL............................6 OBSERVACIONES EXPERIMENTALES.................. EXPERIMENTALES............................................... ....................................8 .......8 DISCUSIÓN................................................. DISCUSIÓN.............................................................................. .....................................................9 ........................9 CONCLUSIONES........................................... CONCLUSIONES.............. .......................................................... ................................................12 ...................12 APÉNDICE.................................................. APÉNDICE............................................................................... ....................................................13 .......................13 2
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS............... BIBLIOGRÁFICAS............................................ ..............................................16 .................16
III. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA PRÁCTICA 1. Estudi Estudiar ar el fenóm fenómeno eno de la la corrosi corrosión ón del hier hierro. ro. 2. Ubicar Ubicar zonas catódi catódicas cas y anódicas anódicas de de un clavo clavo de hierro hierro en en corrosión. corrosión. 3. Observación Observación de la corrosión corrosión o protección protección del hierro dependiendo dependiendo de un segundo metal en contacto. 4. Demostración Demostración de ciertos ciertos aspectos aspectos básicos básicos de la electro electroquímic química. a.
IV. FUNDAMENTO TEÓRICO TEÓRICO Definición de corrosión
Existen muchas definiciones para corrosión. La más comúnmente aceptada es la siguiente: “Corrosión es el ataque destructivo de un metal por reacción química o electroquímica con su medio ambiente” Nótese que hay otras clases de daños, como los causados por medios físicos. Ellos no n o son considerados plenamente corrosión, sino erosión o desgaste. Existen, además, algunos casos en los que el ataque químico va acompañado de daños físicos y entonces se presenta una corrosión erosiva , desgaste corrosivo o corrosión por fricción. Aún así, la corrosión es un proceso natural, en el cual se produce una transformación del elemento metálico a un compuesto más estable, que es un óxido. Observemos que la definición que hemos indicado no incluye a los materiales no metálicos. Otros materiales, como el plástico o la madera no sufren corrosión; pueden agrietarse, degradarse, romperse, pero no corroerse. Generalmente se usa el término “ oxidación” o “ aherrumbramiento” para indicar la corrosiónn del hierro y de aleaciones corrosió aleaciones en las que éste se present presentaa como el metal base, que es una de las más comunes. Es importante distinguir dos clases de corrosión: la Corrosión Seca y la Corrosión Húmeda. La co corro rrosi sión ón se ll llam amaa sec secaa cua cuand ndoo el at ataqu aquee se pro produc ducee por re reac acci ción ón quí quími mica ca,, si sinn inte in terv rven enci ción ón de co corr rrie ient ntee el eléc éctr tric ica. a. Se ll llam amaa hú húme meda da cu cuan ando do es de na natu tura rale leza za electroquímica, es decir que se caracteriza por la aparición de una corriente eléctrica dentro del medio corrosivo. 3
Corrosión electroquímica
La corrosión es un proceso electroquímico en el cual un metal reacciona con su medio ambiente para formar óxido o algún otro compuesto. La celda que causa este proceso está compuesta esencialmente por tres componentes: un ánodo, un cátodo y un electrolito (la solución conductora de electricidad). El ánodo es el lugar donde el metal es corroído: el electrolito es el medio corrosivo; y el cátodo, que puede ser parte de la misma superficie metálica o de otra superficie metálica que esté en contacto, forma el otro electrodo en la celda y no es consumi consumido do por el proceso de corrosión. En el ánodo el metal corroído pasa a trav tr avés és del el elect ectrol rolit itoo com comoo io ione ness ca carga rgados dos po posi siti tivam vamen ente te,, li libe beran rando do el elec ectr tron ones es que participan en la reacción catódica. Es por ello que qu e la corriente de corrosión entre el ánodo áno do y el cátodo consiste en electrones fluyendo dentro del metal y de iones fluyendo dentro del electrolito. La definición definición más aceptada entiende por corrosi corrosión ón electroquímica electroquímica “el paso de elect electrones rones e ione io ness de un unaa fa fase se a ot otra ra li limí mítr trofe ofe con const stit ituye uyend ndoo un fen fenóm ómen enoo el elect ectród ródic ico, o, es dec decir ir,, transformaciones materiales con la cooperación fundamental, activa o pasiva, de un campo eléctrico macroscópico, entendiéndose por macroscópico aquel campo eléctrico que tiene dimensiones superiores a las atómicas en dos direcciones del espacio”. La corrosión electroquímica involucra dos reacciones de media celda, una reacción de oxidación en el ánodo y una reacción de reducción en el cátodo. Por ejemplo para la corrosión del hierro en el agua con un pH cercano a neutralidad, estas semireacciones pueden representarse de la siguiente s iguiente manera: Fe2+(aq) + 2e –
Reacción Reacción anódica anódica
: Fe(s Fe(s))
Reacción catódica
: O2(g) + 2H2O(l) + 4e –
E°Red = –0,44 V 4OH – (aq) E°Red = +1,23 V
Corrosión del Hierro
Uno de los procesos más familiares de corrosión es la oxidación del hierro. El hierro metálico es oxidado espontáneamente en presencia de oxígeno y en soluciones electrolíticas acuosas. La oxidación de metales tiene lugar más fácilmente en puntos donde halla tensión (donde los metales son más “activos”). Así, un clavo de acero, que en su mayor parte es hierro, se corroe antes en la punta y en la cabeza. Un clavo doblado se corroe más fácilmente en el recodo. Un punto de tensión en un objeto de acero actúa como ánodo donde el hierro se oxida a iones Fe(II), y se forman hendiduras. Los electrones producidos fluyen a través del clavo hacia las áreas expuestas expuestas al O2. Estas actúan como cátodos donde el O2(g) se reduce a iones – hidróxido, OH : O2(g) + 2H2O(l) + 4e – 4OH – 4
(aq)
Al mismo tiempo, los iones Fe 2+ migran a través de la superficie húmeda. La reacción global se obtiene ajustando la transferencia electrónica y sumando las dos semireacciones. Fe2+(aq) + 2e – )
(oxidación, ánodo)
O2(g) + 2H2O(l) + 4e –
4OH – (aq)
(reducción, cátodo)
2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l)
2Fe2+(aq) + 4OH – (aq)
2( Fe(s)
Tipos de Corrosión
Se clasifican de acuerdo a la apariencia del metal corroído, dentro de las mas comunes están: Corrosión unifo uniforme: rme: Do 1. Corrosión Dond ndee la corrosión química o el elec ectr troqu oquím ímic icaa ac actú túaa uniformemente sobre toda la superficie del metal 2. Corrosión galvánica: Ocurre cuando metales diferentes se encuentran en contacto, ambos metales poseen potenciales eléctricos diferentes lo cual favorece la aparición de un metal como ánodo y otro como cátodo, a mayor diferencia de potencial el material con más activo será el ánodo. Corrosión ión por pic picadur aduras: as: Aq 3. Corros Aquí uí se pro produ ducen cen ho hoyos yos o ag aguj ujer eros os por ag agent entes es químicos.
4. Corrosión intergranular: Es la que se encuentra localizada en los límites de grano, esto origina perdidas en la resistencia que desintegran los bordes de los granos. Corrosión ión por esf esfuer uerzo: zo: Se re 5. Corros refi fier eree a la lass te tens nsio ione ness in inte tern rnas as lu lueg egoo de un unaa deformación en frío.
Protección contra contra la corrosión
Dentro de las medidas utilizadas industrialmente para combatir la corrosión están las siguientes: 1. Uso de materiales de gran pureza. 2. Presencia de elementos de adición en aleaciones aleaciones,, por ejemplo aceros inoxidables. 3. Tratamientos térmicos especiales para homogeneizar soluciones sólidas, como el alivio de tensiones. 4. Inhibidores que se adicionan a soluciones corrosivas para disminuir sus efectos, por ejemplo los anticongelantes usados en radiadores de los automóviles.
5
5. Recubri Recubrimient mientoo superficial: superficial: pinturas, pinturas, capas capas de oxido, oxido, recubrimi recubrimientos entos metálico metálicoss 6. Prot Protec ecci ción ón cató catódi dica ca..
V.
DIAG DIAGRA RAMA MA DEL DEL PROC PROCED EDIM IMIE IENT NTO O EXPE EXPERI RIME MENT NTAL AL
Experimento N° 1: 1: Preparación del gel gel indicador. Diagrama N° 1:
Vaso de precipitado de 400 ml conteniendo 6 g de NaCl sólido
Se agrega 200 ml de agua destilada
Vaso de precipitado de 150 ml con 3,5 g de agar – agar. Se agrega 50 ml de agua destilada
Vaso de precipitado con 200 ml de NaCl en solución acuosa Se calienta hasta que esté cerca de hervir
Vaso de precipitado con 50 ml de mezcla de agar–agar y H2O líquido.
Se adiciona esta mezcla a la sol soluci ución de Na NaCl Cl acuo acuoso so cuando esté a punto de hervir
Vaso con mezcla de NaCl y agar – agar en agua hirviendo Se deja enfriar esta mezcla por 3 minutos y se añade 5 ml de solución de K 3[Fe(CN)6] al 3% y 1 ml de fenolftaleína. Gel indicador caliente
Mantener el gel indicador a una temperatura entre 40 y 50 °C
Experimento N° 2: Ubicación de las zonas anódicas y zonas catódicas en la oxidación de un clavo de hierro. Diagrama N° 2:
En una placa petri se coloca: un clavo grueso y doblado, y dos clavos delgados y sin 6 doblar
Sobre los clavos se añade gel indicador y se espera a que el gel se solidifique
Experimento N° 3: 3: Influencia de otros otros metales sobre la corrosión corrosión del hierro. Diagrama N° 3:
Tubo 1
Marque del 1 al 3 tres tubos de ensayo de 13 x 100 mm y llénelos hasta la mitad con el gel indicador caliente
Tubo 2
Tubo 3
Se introduce un clavo de hierro.
Se introduce un clavo de hierro con un trozo de alambre de cobre atado al clavo.
Se introduce un clavo de hierro con una granalla de zinc unida a la cabeza del clavo.
Experimento N° 4: Producción de una corriente eléctrica en un proceso de corrosión. Diagrama N° 4:
Llenar hasta la mitad un vaso de precipitado de 400 ml con gel indicador y dejarlo enfriar.
Cuando esté sólido introducir un clavo de hierro y una lámina de cobre, conectarlos a los terminales de un voltímetro y medir la diferencia de potencial.
Cambiar el electrodo de cobre por una barra de zinc y repetir la experiencia. Anotar la diferencia de potencial. 7
VI. VI. OBSE OBSERV RVAC ACIO IONE NESS EXPE EXPERI RIME MENT NTAL ALES ES Experimento N° 1: 1: Preparación del gel gel indicador. 1. El cloruro cloruro de sodio sodio es un sólido sólido de color blanco, blanco, aspecto aspecto arenoso arenoso y soluble soluble en agua. agua. 2. El agar agar – agar es un sólido sólido de color crema, crema, aspect aspectoo de polvo y al mezcla mezclarlo rlo con el agua se forma una mezcla espesa de color crema y consistencia consistencia parecida al puré de manzana. 3. Al echa echarr la mezc mezcla la con agar agar – agar agar en la soluci solución ón de NaCl a punto punto de hervi hervirr se observó que la mezcla con agar – agar precipitaba al fondo del vaso pero luego de agitar la nueva mezcla con la bagueta se obtuvo una mezcla homogénea de color crema y consistencia parecida al agua de manzana. 4. La solució soluciónn de ferrici ferricianur anuroo de potasio potasio es pegajosa pegajosa de color color amarill amarilloo transpa transparent rentee parecido al color de una gelatina de piña. 5. Cuando se se echó la solución solución de ferricianur ferricianuroo de potasio potasio a la mezcla mezcla de color color crema crema se obtuvo una nueva mezcla de color amarillo transparente como el ferricianuro pero consistencia más espesa parecida a la de una cremolada. 6. La fenol fenolft ftal aleí eína na es incol incolora ora;; sin sin emba embargo rgo,, al añadi añadirr fenol fenolft ftal aleí eína na a la mezc mezcla la anterior, la mezcla se volvió de color anaranjado transparente. 7. Se verifica verifica el efecto efecto Tyndall Tyndall el la la mezcla mezcla anaranjad anaranjada. a. Experimento N° 2: Ubicación de las zonas anódicas y zonas catódicas en la oxidación de un clavo de hierro. 1. Los clavos clavos de hier hierro ro son son de de color color gris. gris. 2. Se observa observa que que el gel se solidifi solidifica ca al dejarlo dejarlo enfriar. enfriar. 3. Sobre Sobre el clavo clavo grande grande dobla doblado do se forma forma un sólid sólidoo de color color azul más más qu quee en los los clavos normales pequeños sobretodo en el doblez del clavo, en todos los clavos se observo el sólido azul en la punta y en la cabeza. 4. En las partes partes de cada cada clavo clavo donde no se forma el precipi precipitado tado azul se observa observa que la parte del gel que se encuentra alrededor del de l clavo se volvió tenuemente de un color rojo grosella. Experimento N° 3: 3: Influencia de otros otros metales sobre la corrosión corrosión del hierro. 1. En el tubo tubo 1 se formó formó un poco poco de sólido sólido azul sobre sobre la superfici superficiee del clavo. clavo. 2. En el tubo tubo 2 se formó formó bastante bastante sólido sólido azul sobre la la superficie superficie del clavo clavo excepto excepto en la la parte del clavo en contacto con el cobre donde se s e aprecia una ligera coloración roja en el gel alrededor del clavo. En el alambre de cobre no se aprecian cambios. 3. En el tubo tubo 3 la zona zona del gel gel próxima próxima al zinc zinc no presenta presenta ningún ningún cambio, cambio, mientras mientras que en la superficie restante del clavo el gel se observa de color rojo grosella. Experimento N° 4: Producción de una corriente eléctrica en un proceso de corrosión. 1. La celda celda con electrodo electrodoss de hierro y cobre tiene tiene una diferenc diferencia ia de potencial potencial de de 0,44 voltios invirtiendo la polaridad del circuito.
8
2. La celda celda con electrodo electrodoss de hierro y zinc tambié tambiénn tiene una una diferencia diferencia de potenci potencial al de 0,44 voltios pero sin invertir la polaridad del circuito.
VII. DISCUSIÓN Experimento N° 1: 1: Preparación del gel gel indicador.
El agar – agar es un polisacárido sin ramificaciones, químicamente es un polímero de subunidades de galactosa; en realidad, es una mezcla heterogénea de dos polisacáridos: agaropec agaropecti tina na y agarosa agarosa.. Aun Aunque que ambas ambas clases clases de polisa polisacári cáridos dos compart comparten en el mismo mismo esqueleto de galactosa, la agaropectina está modificada con grupos ácidos tales como sulfato y piruvato. El agar – agar en estado sólido es poroso, translúcido y membranoso; presentando un color blanco amarillento. Es muy quebradizo cuando está seco y prácticamente insoluble en agua a 25 °C pero solubiliza en agua a 100 °C. Es ligeramente ligeramente soluble soluble en etanolamina etanolamina y soluble en formamida. Otros nombres del agar – agar son: gelosa, gelosina, gelatina vegetal, gelatina china, gelatina japonesa, cola de pescado japonesa, etc. La solución de ferrricianuro de potasio está disociada en iones potasio y ferrocianuro: 3K +(aq)
K 3[Fe(CN)6](aq)
+
6[Fe(CN)6]3-(aq)
En la corrosión del hierro se producen iones ferroso e hidróxido: 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) 2Fe2+(aq)
+
4OH – (aq)
Los iones Fe2+ reaccionan con los iones complejos [Fe(CN)6]3– formando formando un compuesto compuesto de coordinación llamado azul de Turnbull (ferricianuro ferroso o hexacianoferrato (III) de hierro (II)). De formarse formarse este sólido azul indicaría indicaría la presencia presencia de iones Fe2+ y por lo tanto la oxidación del hierro. Fe(s) Fe2+(aq) 3Fe2+
+
2e –
+
2[Fe(CN)6]3–
Fe3[Fe(CN)6]2
Asimismo de oxidarse el hierro se reduciría el oxígeno a OH – y aumentaría la basicidad de la mezcla lo cual haría que la fenolftaleína se volviera de color rojo grosella en las zonas donde se produjo OH – . O2(g) + 2H2O(l) + 4e – 4OH –
(aq)
9
En la mezcla se verifica el efecto Tyndall por lo que se asume que el gel indicador obtenido es un coloide. Experimento N° 2: Ubicación de las zonas anódicas y zonas catódicas en la oxidación de un clavo de hierro.
Se observa coloración azul del gel sobre la superficie del clavo grueso en la zona central donde está doblado por ser esta zona más activa al estar sometida a mayor tensión, asimismo se observa la formación de este precipitado azul en la cabeza y en la punta de cada clavo por ser tambi también én zonas de mayor tensión. tensión. Debido a la oxidac oxidación ión del Fe(s) en las 2+ zonas anódicas se forma un complejo de color azul entre el Fe y el [Fe(CN)6]3– . Fe(s) Fe2+ 3Fe2+
+
(aq)
2[Fe(CN)6]3–
2e –
+
Fe3[Fe(CN)6]2
En los bordes entre el gel y los clavos donde no se forma el precipitado azul se observa coloración colorac ión rosa fuerte en las zonas debido a la presencia de OH – en el medio que producen el viraje del indicador indicador fenolftaleína. fenolftaleína. Esta zona corresponde corresponde al cátodo donde generalmente generalmente se produce la reducción del O2. O2(g) + 2H2O(l) + 4e – 4OH –
(aq)
Experimento N° 3: 3: Influencia de otros otros metales sobre la corrosión corrosión del hierro.
En el tubo 1 el Fe(s) en contacto con el gel se oxida a Fe2+, evidenciándose por la formación del complejo Fe3[Fe(CN)6]2 de color azul (ánodo). Fe(s)
Fe2+(aq) + 2e –
E°Red = –0,440
En el tubo 2 si se utilizan metales de mayor potencial estándar de reducción que el del hierro, (por ejemplo Cu(s)), no se observa la protección sobre el hierro que se oxidará a Fe2+. Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e –
E°Red = +0,340No se oxida
Fe(s)
Fe2+(aq) + 2e –
E°Red = –0,440
Se oxida
En el tubo 3 en cambio cuando el Fe (s) se encuentra en contacto con otro metal de menor potencial estándar de reducción (Zn(s) en nuestra experiencia), éste actúa como ánodo protegiendo al hierro de la corrosión. El Fe F e(s) actúa como cátodo, en el que se reduce el O2(g) – a iones OH los cuales tornan la fenolftaleína de color rosa. Fe(s)
Fe2+(aq) + 2e –
E°Red = –0,440
10
No se oxida
Zn2+(aq) + 2e –
Zn(s)
E°Red = –0,763
Se oxida
El metal con menor potencial de reducción es el que se oxida. Experimento N° 4: Producción de una corriente eléctrica en un proceso de corrosión.
Una celd Una celdaa de corr corros osió iónn es una una celd celdaa o pila pila galv galván ánic icaa en la cual cual las las reac reacci cion ones es electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión. El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito. El cátodo es el electrodo en el cual entra la corriente positiva proveniente del electrolito. Teniendo dos electrodos hay que tomar en cuenta que el que tenga mayor potencial de reducción estándar será el cátodo y el que tenga menor potencial de reducción estándar será el ánodo. En el ánodo el potencial de oxidación del electrodo será el opuesto a su potencial de reducción estándar y el potencial de la celda se obtiene sumando el potencial de reducción del cátodo más el potencial de oxidación del ánodo. En una celda con electrodos de hierro y cobre teóricamente tendríamos un potencial de: Cu2+(aq)
+
2e –
Fe(s) Fe2+
Cu(s) (aq)
Fe(s) + Cu2+(aq)
E°Red = +0,340Reducción (cátodo)
+ 2e – E°Oxid = +0,440 Fe2+(aq) + Cu(s)
Oxidación (ánodo)
ΔE° = 0,780
Sin embargo, el voltímetro marcó un potencial de 0,44 V Asimismo en una celda con electrodos de hierro y zinc teóricamente tendríamos un potencial de: Fe2+(aq) + 2e – Fe(s) Zn(s) Zn2+ Zn(s) + Fe2+(aq)
E°Red = –0,440 (aq)
+ 2e – E°Oxid = +0,763 Zn2+(aq) + Fe(s)
Reducción (cátodo) Oxidación (ánodo)
ΔE° = 0,323
Sin embargo, el voltímetro también marcó un potencial de 0,44 V en esta ocasión. Es importante tener en cuenta que para medir experimentalmente el potencial de corrosión de un metal, se debe utilizar un electrodo de referencia (que mantiene un potencial
11
constante) y un voltímetro de alta impedancia. Por lo tanto los potenciales medidos en la experiencia son sólo estimativos de la diferencia de potencial real.
VIII VIII.. CONC CONCLU LUSI SION ONES ES 1. La Lass ex expe peri rien enci cias as re real aliz izad adas as no noss pe perm rmit itie iero ronn ob obse serv rvar ar lo loss re resu sult ltad ados os esperados a excepción del último experimento. 2. Se deter determi minó nó que el ge gell in indi dica cado dorr es un co colo loid idee de debi bido do a qu quee en él se verifica el efecto Tyndall. 3. Se visualizó visualizó la la solidifica solidificación ción del gel gel indicador indicador a temperat temperatura ura ambiente. ambiente. 4. Se ub ubiicó la lass zo zona nass an anód ódiica cass en las pa part rtes es do dond ndee ha hayy ma mayo yorr te tens nsiión evidenciadas por la formación del complejo azul de Turnbull. 5. Se ubicó ubicó las zonas zonas catódica catódicass en los lugares lugares donde el metal metal es menos menos activo activo lo cual se evidenció por el viraje de color de la fenolftaleína. 6. Se debería deberíann evaluar evaluar las condici condiciones ones para para tener en cuenta cuenta el tamaño tamaño relati relativo vo del metal, para poder visualizar satisfactoriamente el efecto de otros metales en la oxidación del hierro. 7. El cobre cobre al poseer poseer un potenci potencial al normal normal de reducción reducción mayor que que el del hierro no protege al hierro contra la corrosión. 8. El zinc zinc al poseer poseer un potenci potencial al normal normal de reducció reducciónn menor que que el del del hierro hierro sí protege al hierro contra la corrosión.
12
9. Se demostr demostróó que el proceso proceso de corrosión corrosión genera genera una corrient corrientee eléctric eléctrica; a; sin embargo, embargo, las mediciones mediciones de diferencia diferencia de potencial potencial no fueron las estimadas estimadas de acuerdo al potencial teórico de la celda de corrosión.
IX. APÉNDICE CUESTIONARIO 1. ¿Tod ¿Todos os los los met metal ales es se se corr corroe oen n tan tan fáci fácilm lmen ente te com como o el hie hierr rro? o? Nom Nombr bree tres metales que esperaría se corroan tan fácilmente como éstos, y tres cuya corrosión no sea tan fácil. Mencione un uso para los tres metales que no se corroen.
Para producirse la corrosión del hierro su potencial normal de reducción debe ser el menor Fe(s)
Fe2+(aq) + 2e –
E°Red = –0,44
Los siguientes metales se corroen más fácilmente que el hierro al poseer un potencial normal de reducción menor que del hierro por lo que se les puede usar como ánodo de sacrificio para proteger al hierro de la corrosión. Manganeso:
Mn(s)
Mn2+(aq) + 2e –
E°Red = –1,18
Vanadio.
V(s)
V2+(aq) + 2e –
E°Red = –1,18
Aluminio:
Al(s)
Al3+(aq) + 3e –
E°Red = –1,66
Los siguientes metales no se corroen tan fácilmente como el hierro pues poseen un potencial normal de reducción mayor que del hierro. hierro . Estaño:
Sn(s)
Sn2+(aq) + 2e –
E°Red = –0,137
Plomo:
Pb(s)
Pb2+(aq) + 2e –
E°Red = –0,125
Plata:
Ag(s)
Ag+(aq) + e –
E°Red = +0,800
13
Un recipiente de hierro puede cubrirse con una capa de uno de estos metales que no se corroen tan fácilmente aplicando una fina película sobre el hierro. La formación de óxido de hierro no se produce en tanto que la película esté intacta. Pero en cuanto la superficie sufra una raspadura el óxido aparecerá de manera rápida. 2. ¿Cuál es la diferencia entre la corrosión química y la corrosión electroquímica?
La corrosión química se produce cuando un material se disuelve en un medio líquido corrosivo hasta que dicho material se consuma o, se sature el líquido. La corrosión electroquímica se produce cuando al poner ciertos metales con alto numero de electrones de valencia, con otros metales, estos tienden a captar dichos electrones libres produciendo corrosión. 3. Expl Expliq ique ue en en qué qué cons consis iste te la la inhi inhibi bici ción ón anód anódic ica. a. Esc Escri riba ba la la reac reacci ción ón que que ocurre entre el hierro de una superficie metálica que ha sido tratada con una solución de cromato de sodio.
Los Los inhi inhibi bido dore ress son son sust sustan anci cias as quím químic icas as que que prot proteg egen en al meta metall cont contra ra el ataq ataque ue electroquímico de soluciones agresivas. El principio del funcionamiento de los inhibidores es formar en la superficie misma de los electrodos de la pila causante de la corrosión, sea un compuesto insoluble, sea la fijación de una determinada materia orgánica, con el objeto de polarizar la pila de corrosión. Los hay de dos tipos, aunque a veces se utiliza una combinación de ambos: —inhibidores anódicos— hidróxido sódico, carbonato, silicato y barato de sodio, ciertos fosfatos, cromato sódico, nitrito y benzoato de sodio, etc; — inhibidores catódicos— sulfato de cinc, sulfato de magnesio, bicarbonato de calcio, etc. Los inhibidores anódicos actúan formando un compuesto insoluble, el cual precipita en los lugares anódicos, evitando la reacción anódica y por tanto, inhibiendo todavía más la corrosión. Por ejemplo para una superficie metálica de hierro tratada con solución de cromato de sodio: Fe(s) Fe2+(aq) + 2e – Fe2+(aq) + CrO42– (aq) FeCrO4(s) Además el sodio al poseer un potencial normal de reducción menor que el hierro, actúa como ánodo de sacrificio protegiendo aún más al hierro de la corrosión. Na(s)
Na2+(aq) + e –
E°Red = –2,714
Se oxida (ánodo)
Fe(s)
Fe2+(aq) + 2e –
E°Red = –0,44
No se oxida (cátodo)
4.
Escr Escrib iba a y expl expliq ique ue un ejem ejempl plo o de de pro prote tecc cció ión n cat catód ódic ica. a.
La protección catódica es un proceso en donde el metal que va a ser protegido de la corrosión se convierte en cátodo de una celda electroquímica. Normalmente un metal se oxida por actuar como ánodo pero al colocarle colocarle junto a él otro metal de menor potencial potencial de reducción estándar en éste se produciría la oxidación por lo que actuaría como ánodo y el 14
primer metal se convertiría en cátodo por tener un potencial de reducción estándar mayor que el segundo. El metal que se coloca para que se oxida en lugar del que se desea proteger recibe el nombre de ánodo de sacrificio. Por ejemplo ara proteger tuberías de hierro subterráneas se coloca un ánodo de sacrificio de magnesio pues su potencial de reducción estándar es menor que del hierro por lo tanto el magnesio se oxida convirtiéndose en ánodo y el hierro no por volverse cátodo. Fe(s)
Fe2+(aq) + 2e –
E°Red = –0,44
No se oxida (cátodo)
Mg(s)
Mg2+(aq) + 2e –
E°Red = –2,37
Se oxida (ánodo)
5. Escri scriba ba las las rea reacc cciiones ones de de form formac aciión del del azu azull de Prus Prusiia y del del azul azul de de Turnbull
Azul de Prusia: Ferrocianuro férrico o hexacianoferrato (II) de hierro (III) 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4– Fe4[Fe(CN)6]3 Azul de Turnbull: Ferricianuro ferroso o hexacianoferrato (III) de hierro (II) 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– Fe3[Fe(CN)6]2 6.
Inter nterpr pret etee el el fen fenóm ómen eno o que que mues uestra tra la la fot foto o 35. 35.
La formación del precipitado azul indicaría la presencia de iones ferrosos o iones férricos para formar el azul de Turnbull o azul azu l de Prusia respectivamente. Este sólido azul aparace en la punta y la cabeza de los clavos clavos y además en el recodo recodo de los clavos doblados doblados por ser lugares donde el metal es más activo al haber sido sometido a mayor tensión razón por la cual en estas partes es más factible que el hierro se oxide siendo éstas las zonas anódicas. La coloración rojo grosella del gel alrededor de cada clavo en las partes donde no se formó el precipitado azul indica que es estos lugares se produjo la reducción del oxígeno produciéndose iones hidróxido hidró xido por lo que aumenta la basicidad lo que hace ha ce virar de color la fenolftaleína fenolftaleína presente en el gel indicador. indicador. En estas zonas se produce la reducción por lo tanto son zonas catódicas. En el tubo de ensayo con un clavo y un alambre de cobre amarrado a la cabeza se ve que sobre toda la superficie superficie del clavo se formó el precipitado precipitado azul por lo que se deduce que el hierro se oxida por lo tanto actuaría como cátodo. Alrededor del alambre de cobre se ve una marcada coloración rosa por lo que se deduce que en el cobre se lleva a cabo la reducción actuando como cátodo. Estas observaciones corresponden con la teoría pues el potencial de reducción del hierro es menor que del cobre por lo tanto el hierro debe oxidarse actuando como ánodo y el cobre reducirse actuando como cátodo.
15
En el tubo de ensayo con un clavo normal se ve la formación de sólido azul en la cabeza y la punta y coloración rosa alrededor del resto del clavo. Esto indica que la cabeza y la punta del clavo actúan como zonas anódicas y el resto del clavo como zona catódica. Esto está de acuerdo con la teoría pues actúan como ánodo las zonas donde hay mayor tensión, donde el metal es más activo, produciéndose aquí la oxidación del metal. En el tubo de ensayo que tiene un clavo con una granalla de zinc unida a su cabeza no se observa la formación del precipitado azul pero sí una coloración rojo grosella en el gel alrededor del clavo, esto indica que el clavo de hierro actúa como cátodo y como no se oxida el hierro no hay iones ferroso ni férrico y por lo tanto no se puede formar ni azul de Turnbull ni azul de Prusia; en cambio sobre el clavo se produce la reducción del oxígeno a iones hidróxido lo que hace virar el color de la fenolftaleína contenida en el gel. Por otro lado el que se estaría oxidando es el zinc aunque no se observe cambios en éste; esto no contradice la teoría pues el zinc tiene un potencial normal de reducción menor que del hierro por lo tanto debe oxidarse en lugar del hierro. Aquí la granalla de zinc funciona como un ánodo de sacrificio.
X.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. Atkins Atkins,, Peter; Jones, Jones, Loretta Loretta.. PRINCI PRINCIPIO PIOS S DE QUÍMIC QUÍMICA: A: LOS CAMINOS CAMINOS DEL DESCUBRIMIENTO. Tercera Edición. Argentina Editorial Médica Panamericana.. 2006. (pág. 470 – 472).
2. Brow Brown, n, Theodor Theodore; e; Le May Jr., H. Euge Eugene ne;; Bu Burst rsten en,, Bruce Bruce E.; Bu Burdg rdgee Julia Julia R.. QUÍMIC QUÍMICA: A: LACIEN LACIENCIA CIA CENTRA CENTRAL. L. Nov Novena ena Edició Edición. n. México México.. Prentic Prenticee Hall. Hall. 2004. (pág. 809 – 811)
3. Ch Chan ang, g, Raym Raymon ond. d. QU QUÍM ÍMIC ICA. A. No Nove vena na Edic Edició ión. n. Ch Chin inaa Mc Graw Graw Hill Hill....20 2007 07.. (pág. 844 – 847).
4. Pet Petrucc ruccii, Ral Ralph; ph; Ha Harw rwoo oodd Willi illiam am S. ; He Herr rriing ng,, F. Ge Geof offr frey ey.. QU QUÍÍMIC MICA GENERAL. Octava Edición. España. Prentice Hall. 2003. (pág. 849 – 850).
16
5. Silber Silberberg berg,, Martin Martin S.. QUÍMIC QUÍMICA A GENERAL. GENERAL. Segunda Segunda Edició Edición. n. México México Mc Graw Hill.. 2002. (pág. 945 – 947).
6. Whitt hitten en,, Ke Kenn nnet ethh W.; W.; Ga Gaiiley Ke Kenn nnet ethh P.; P.; Raym Raymon ondd E. Da Davi vis. s. QU QUÍÍMIC MICA GENERAL. Tercera Edición. México. Mc Graw Hill. 1992 (pág. 622 – 624).
17
