Corrosión Metálica I.
OBJETIVOS: 1.1 Comprender que el proceso electroquímico de las pilas galvánicas es el mismo que existe en la superficie del acero cuando se produce la corrosión. 1.2 Comprobar que durante el proceso de corrosión de un metal están involucradas reacciones de oxidación y reducción en el sustrato metálico, generándose en forma espontánea zonas catódicas y anódicas en una misma pieza de metal. 1.3 Observar y comprende como ocurre la corrosión el acero bajo la acción de una solución oxidante (gota de solución salina.)
1.4 Visualización de las áreas anódicas y catódicas. 1.5 Protección catódica del acero. Mediante la formación de pilas galvánicas.
II.
FUNDAMENTO TEORICO: 2.1 Corrosión: Es la transformación indeseable de un material como consecuencia del medio que lo rodea. Se llaman agentes agresivos a aquellos que producen la corrosión, estos pueden ser: la atmosfera, el agua de mar, el aire húmedo, los vapores ácidos, etc. El fenómeno de corrosión se extiende a todos los materiales; pero solamente se tendrá en cuenta la corrosión metálica. Todos los metales pueden ser usados siempre que su velocidad de deterioro sea aceptablemente baja. De este modo en corrosión se estudia la velocidad con que se deteriora los metales y las formas en que dicha velocidad puede ser controlada.
2.2 Clasificación de los procesos de corrosión. Según la forma y el medio. La corrosión se puede clasificar según su morfología o según el medio en que se desarrolla:[1]
CORROSIÓN
SEGÚN
LA
FORMA:
A. Corrosión uniforme: en este tipo de corrosión se presenta el ataque en forma homogénea sobre toda la superficie metálica y la penetración media es igual en todos los puntos. Esta es la forma más tratable de corrosión, ya que permite calcular fácilmente la vida útil de los materiales corroídos.
B. Corrosión localizada: 1.1
Corrosión en placas:este tipo incluye los casos intermedios entre corrosión localizada y corrosión uniforme. Se caracteriza porque el ataque se extiende más en algunas zonas, pero se presenta aún como un ataque general.
1.2
Corrosión por picadura (Pitting): se genera debido a pequeños poros en la capa superficial de la pieza, por eso, el ataque se localiza en puntos aislados de superficies metálicas, propagándose hacia el interior del metal en forma de canales cilíndricos. Este tipo de ataque, así como el intergranular y el fisurante, son las formas más peligrosas .
El tipo de corrosión pitting presenta algunos derivados: a) Corrosión por fricción o frettin: producida por pequeños movimientos o vibraciones de dos sustancias metálicas en contacto, generando picaduras en la superficie del metal.
b)
Corrosión por cavitación: se genera por el contacto de la superficie del metal con algún líquido, formando burbujas en su superficie. Es un fenómeno semejante al que le ocurre a las caras posteriores de las hélices de los barcos, dando lugar a picaduras en forma de panal.
c)
Corrosión microbiológica: en ella organismos biológicos srcinan la grieta o proceden como aceleradores del proceso corrosivo localizado. Ésta se produce normalmente en medios acuosos en donde los metales están sumergidos o flotando.
1.3
Corrosión intergranular: localizada en los límites del grano, causando pérdidas en la resistencia que desintegran los bordes de los granos, aunque por el aspecto externo de los materiales no se observe la corrosión. Este ataque es común en aceros inoxidables y aleaciones de níquel.
a) Corrosión por erosión: causada o acelerada por el movimiento relativo de la superficie de metal y el medio. Se caracteriza por fricción en la superficie paralela al movimiento. Es muy significativa en aleaciones blandas.
b) Corrosión selectiva: actúa únicamente sobre metales nobles como orocobre o plata-cobre. Es peligroso ya que la corrosión del metal involucrado genera una película que recubre las picaduras y hace parecer al metal corroído como si no lo estuviera.
c) Corrosión por esfuerzo: este tipo de corrosión es debida a la aparición de tensiones internas tras una deformación en frío.
1.4
Corrosión Fisurante:
Se conoce como corrosión bajo tensiones. Se presenta cuando un metal está sometido simultáneamente a la acción de un medio corrosivo y de tensiones mecánicas de tracción. Se forman fisuras que pueden ser intergranulares o transgranulares y que se propagan hacia el interior del metal, se puede llegar hasta la fractura del metal. La velocidad de propagación oscila en general entre 1 y 10 mm/hora.
PROCESOS DE CORROSIÓN SEGÚN EL MEDIO Los procesos de corrosión según el medio se dividen en corrosión química y corrosión electroquímica.
A. Corrosión química: en este tipo de corrosión se estudian aquellos casos en que el metal reacciona con un medio no -iónico (por ejemplo oxidación de un metal en aire a altas temperaturas). Sí se expone una superficie metálica limpia a la acción del oxígeno, el metal comenzará a reaccionar con el oxígeno formando óxidos. Por ejemplo una pieza de Fe (metal que presenta más de una valencia) calentada al aire seco, por encima de 500ºC se oxida a apreciable velocidad formando una película con la siguiente estructura:
Se han producido reacciones redox sin la intervención de iones en solución y no ha habido corrientes eléctricas recorriendo el metal.
Si el grado de corrosión se expresa como aumento de peso por unidad de área, se observa que la corrosión se propaga en forma lineal con el tiempo.
B. Corrosión electroquímica: a temperatura ambiente la forma de corrosión más frecuente y más seria es de índole electroquímica, este tipo de corrosión implica un transporte de electricidad a través de un electrolito. En los procesos de corrosión electroquímica circulan corrientes eléctricas, sobre el material expuesto a corrosión. A través de los avances en la ciencia se ha demostrado que durante la corrosión se cumplen las leyes de Faraday. Estas corrientes se producen porque el material presenta zonas con diferente reactividad (centros anódicos y catódicos); existe un paso conductor que conecta las zonas anódica y catódica (el metal conduce los electrones) y ambos micro electrodos están inmersos en un mismo electrolito.
2.3 Principales reacciones en los procesos de la corrosión.
A)
Reacciones anódicas: (en zonas anódicas) Las reacciones anódicas que interesan son las de disolución del material afectado, o sea, el pasaje de iones metálicos de la red metálica al medio corrosivo. Ejemplo:
Los electrones srcinan una corriente eléctrica que circula dentro del metal (conducción metálica).
B)
Reacciones catódicas: (en zonas catódicas) Una de las reacciones catódicas más importantes que se produce en los procesos de corrosión es la reducción del oxígeno.
Esta reacción ocurre en casi todos los procesos de corrosión en medio acuoso. Otra reacción catódica importante, en especial en los casos de corrosión en ácidos o en ausencia de oxígeno es la de desprendimiento de hidrógeno: pH<4.3
El hidrógeno formado en esta reacción puede desprenderse y pasar al medio ambiente o puede ser absorbido por un metal en proceso de corrosión. En el segundo caso, el metal puede formar hidruros o fragilizarse. Otra reacción catódica en zona bastante oxigenada puede ser:
2.4 Pilas galvánicas. Pila galvánica Célula, célula galvánica, pila galvánica o celda voltaica es un dispositivo que utiliza las reacciones redox para convertir la energía química en energía eléctrica. La reacción química utilizada es siempre espontánea. Este dispositivo, dispone de dos electrodos que suelen ser de diferentes metales, que proporcionan una superficie sobre la que ocurren las reacciones de oxidación y reducción. Estos electrodos se colocan en dos compartimentos separados, a su vez inmersos en un medio que contiene iones en concentraciones conocidas, separados por una placa porosa o membrana, que puede estar compuesta por acristalamiento arcilla, porcelana u otros materiales.
Las dos mitades de esto se llaman células electroquímicas y los compartimentos están diseñados para separar los dos reactivos que participan en la reacción redox, de lo contrario los electrones se transfieren directamente desde el agente reductor de agente oxidante. Por último, los dos electrodos están conectados por un circuito eléctrico, que se encuentra fuera de la célula,
llamado el circuito externo, garantizando el flujo de electrones entre los electrodos. Las baterías no deben confundirse con la pilas. Si bien sólo la primera energía química se convierte en electricidad, la segunda es la interconversión entre la energía eléctrica y química. Es importante saber que en la célula, los electrones fluyen desde el ánodo al cátodo, y la dirección de la corriente eléctrica, de uso común en la física, es desde el cátodo al ánodo.
El funcionamiento de una celda galvánica Supongamos, por ejemplo, para separar físicamente con nosotros en la barra de una solución de sulfato de zinc con el cobre. El zinc se encuentra inmerso en una solución de sulfato de cobre, así como una barra de cobre. Las dos barras están conectadas eléctricamente por un alambre. Este dispositivo forma una pila. Las barras de electrodos de zinc y el cobre son conocidas y proporciona una superficie sobre la que ocurren las reacciones de oxidación y reducción. Si los electrodos de zinc y el cobre están unidos entre sí a través de un circuito externo, habrá un flujo de electrones a través de este circuito, el electrodo de zinc al cobre, cuya superficie será recibida por el Cu +2.
2.5 Métodos de protección e inhibidores.
A)
Recubrimientos metálicos: Consiste en aplicar en finas capas sobre piezas metálicas para aislarlas de ambientes corrosivas, en ocasiones sirven de ánodos de sacrificio y se corroen en vez del metal al que protegen, ejemplo Zn y acero. (Acero galvanizado). La hojalata que es estaño y hierro, el Sn actúa de cátodo frente el Fe en atmósferas ricas de oxígeno por esto se corroe rápidamente pero sin oxígeno como sucede en el interior de las latas actúa como ánodo frente el Fe. Cualquiera que sea el recubrimiento a emplear existe un tratamiento preliminar que sigue las siguientes fases: pulido (con abrasivos de distinta finura), desengrasado (limpiado de piezas con disolventes) y decapado mecánico o químico eliminando las capas superficiales. Recubrimiento por electrólisis (galvanoplastia y galvanostegia). Es el proceso basado en el traslado de iones metálicos desde un ánodo a un cátodo en un medio líquido, compuesto fundamentalmente por sales metálicas y ligeramente
aciduladas. Es el proceso empleado para depositar el Cu, Zn, Cd, Ti, Ag, Ni, Sn,.. El metal protector se utiliza como ánodo y el metal a proteger como cátodo, empleando como electrolito una solución de metal que se ha de depositar en forma de sulfatos y cianuros. Se realiza mediante corriente continua. Se obtienen películas de metal del orden de micras que protegen a las piezas. Por este procedimiento se realizan cobreado, niquelado, cincado, estañado o soldado, cromado (ejemplo dibujo del mosquetón.), dependiendo del metal protector usado como ánodo. Se trata de tratamientos superficiales. Recubrimientos por inmersión en baño de metal fundido. La pieza que se desea proteger se sumerge en un baño de metal protector fundido durante un tiempo. Las formas de recubrimientos más habituales son: ● Galvanizado.-
Es el recubrimiento de acero en Zn. El Fe es catódico respecto
del Zn, por eso queda protegido. Se emplea en recubrir chapas acanaladas, alambres, útiles de cocina, etc. ● Estañado.-
Es el recubrimiento por baño de Sn. El Sn es catódico respecto al
acero. Se emplea principalmente en la fabricación de hojalata, para proteger útiles de cocina, tuberías, etc. Otros procedimientos como: • Cementación y difusión (forman una aleación superficial de metal con el metal
base, y así se crea una capa protectora contra la corrosión) temple superficial y metalización, • Chapeado (consiste en superponer una o dos placas de metal sobre
el que se desea autoproteger, usando Cu, Ni, acero inoxidable) B)
Recubrimientos no metálicos Recubrimientos orgánicos:
Por pintura designaremos a todo producto líquido pastoso que extendido por un medio cualquiera sobre un objeto, da al secarse, cualquiera que sea el procedimiento empleado, una película adherente, decorativa o protectora. Esta película puede ser transparente (barniz) u opaca (pintura, esmalte o laca), brillante o mate. Recubrimientos inorgánicos: 1) Recubrimiento esmaltado. Son cristales de vidrios (borosilicatos de Ca, K, y Pb), que al volverse opacos por óxido estánico forman una capa protectora que una vez seca y fundida en el horno adquiere características vidriadas. Después de decapar el metal, se depositan los esmaltes, se secan y se funden a 800-1000ºC. El inconveniente principal es que no soportan deformaciones, por lo que saltan con facilidad al menor golpe.
2) Recubrimientos por fosfatación. Las piezas a tratar se sumergen en baños de una solución acuosa de fosfato metálico ácido (fosfato ácido de Mn, fosfato, diácido de cinc o de sodio) a temperatura de 100ºC. El acero es atacado y se forma una capa superficial de fosfatos de 0,01 mm, siguiendo la reacción:
2(PO4H2) Mn + 2Fe = (PO4Fe)2Mn +2H2 La protección gana en eficacia si se le da una capa de pintura o barniz que se adhiere muy bien.
RECUBRIMIENTO
POR
OXIDACIÓN
SUPERFICIAL
PASIVADORES ANÓDICOS: La oxidación puede realizarse:
O
• Por ataque de un ácido (oxidación química). Consiste en sumergir el metal en
una solución acuosa de un cuerpo capaz de reaccionar sobre el metal, generando una fina capa en la superficie de un óxido o una sal. • Por electrólisis (oxidación anódica). Se emplea en proteger piezas de
aluminio,
en el cátodo se coloca la placa de Al, el baño es ácido sulfúrico, la oxidación la provoca el oxígeno, que se desprende del ánodo formando una placa protectora en objetos decorativos. Se basa en la formación de películas pasivas protectoras, de igual modo que en la oxidación se forman capas protectoras de óxido. La capa pasiva en el elemento a proteger que será el ánodo se consigue con una densidad de corriente elevada que resurta costosa de protección.
C)
Protección empleando inhibidores Los inhibidores son sustancias que, añadidas en proporciones muy pequeñas a un medio corrosivo, permiten reducir o detener la velocidad de corrosión del metal con el que entran en contacto formando un compuesto protector sobre la superficie de dicho metal. Los tipos de inhibidores pueden ser: • Anódicos.- Reaccionan sobre las partes anódicas del metal. Son de este tipo el
carbonato, fosfato, silicato y cromato sódico. • Catódicos.-
Que forman compuestos protectores sobre el cátodo, empleando
para este fin sulfato de magnesio, de niquel y de cinc. D)
Protección empleando pasivadores o protección anódica: La pasividad puede ser natural y es aquí una capa protectora que surge en la superficie del metal y detiene la corrosión apenas iniciada. Pero también podemos
conseguir la pasividad tratando previamente el metal puesto que los cercanos al extremo anódico de la serie galvánica son activos y sirven de ánodo, pero si se hacen mas catódicos se corroen mas lentamente. La pasivación se consigue evitando la reacción normal anódica. Decimos que la pasividad es provocada por un pasivador como: el minio (óxido de plomo) o el cromato de cinc. La pasivación del aluminio se conoce como anodizado y se produce un grueso recubrimiento de óxido.
E)
Protección Catódica Protección catódica: La Corrosión de un material metálico es la interacción del mismo con el medio que lo rodea, produciendo un deterioro en sus propiedades físicas y químicas, acelerando su envejecimiento y destrucción. La protección catódica es un método electroquímico muy utilizado, que aprovecha el principio electroquímico de la corrosión, transportando un cátodo a la estructura metálica a proteger, bien sea que se encuentre enterrada (tuberías), sumergida, a medias o totalmente. Los Sistemas de protección más utilizados son: 1- PROTECCION CATODICA POR CORRIENTE IMPRESA O VOLTAJE IMPUESTO En este sistema de protección, se mantiene el mismo principio fundamental, pero valorando las limitaciones del material, costo y diferencia de potencial con los ánodos de sacrificio, se integra un sistema mediante el cual el flujo de corriente requerido, se srcina en una fuente de corriente continua regulable o, simplemente se hace uso de los rectificadores, que alimentados por corriente alterna ofrecen una corriente eléctrica continua apta para la
protección de la estructura. La corriente externa suministrada disponible es "impresa" en el circuito constituido por 2 partes: la estructura metálica a proteger y la placa anódica. De esta forma al conectar la batería, los electrones fluyen hacia el metal, haciendo que este sea el cátodo, el ánodo auxiliar se corroe. 2- ANODOS GALVANICOS, ANODOS DE SACRIFICIO Se fundamenta en el mismo principio de la corrosión galvánica, en la que un metal más activo es anódico con respecto a otro más noble, corroyéndose el metal anódico. En la protección catódica con ánodo galvánico, se utilizan metales fuertemente anódicos conectados a la tubería a proteger, dando srcen al sacrificio de dichos metales por corrosión, descargando suficiente corriente, para la protección de la tubería. F)
Protección empleando metales autoprotectores: Mediante tratamientos térmicos de los aceros y metales no ferrosos. También mediante recubrimientos de BALINIT de TIN y de TiCN que hacen más duraderas las piezas y a su vez generan capas antioxidantes. Se usan generalmente en herramientas y brocas.
2.6 Factores que influyen en la corrosión. Los siguientes factores son los que generalmente se consideran en el proceso de oxidación que conlleva a la corrosión:
A) Potencial eléctrico de los materiales:el grado de corrosión depende fundamentalmente de la diferencia de potencial eléctrico existente entre los dos metales en contacto. Cuanto más bajo sea el potencial de un metal, más fácil resultará corroído. Del mismo modo cuando mayor sea la diferencia de potencial
entre los dos metales en contacto, mayor será la corrosión galvánica producida entre ambos, siempre en perjuicio del de menor potencial. En la tabla 12.1 se observan algunos elementos con sus respectivos potenciales.
Tabla . Potencial eléctrico de elementos.
B) Formación de películas y biopelículas:las películas formadas por microorganismos (Biofilm) pueden tener tendencia a absorber la humedad o retenerla, incrementando la corrosión resultante de la exposición a la atmosférica o los vapores corrosivos.[8]
C) Temperatura: es un aspecto que afecta directamente a la corrosión, ya que ésta tiende a aumentar al elevar la temperatura. Esto se debe a que se afecta la solubilidad de la sustancia más común que interviene en la corrosión, el aire. Con respecto a la disminución de temperatura en lugares húmedos, la humedad se condensa y se aloja en la superficie de los materiales acelerando la corrosión. Cuando el porcentaje de humedad en el ambiente es mayor a 80% la reacción
aumenta y se acelera la corrosión, en el caso que se encuentre por debajo del 40% la velocidad de la reacción disminuye. [9]
D) Velocidad: un aumento en la velocidad del movimiento relativo entre una solución corrosiva y una superficie metálica tiende a acelerar la corrosión, ocasionando que las sustancias oxidantes lleguen a la superficie. Todos los metales pueden ser usados siempre que su velocidad de deterioro sea aceptablemente baja, ya que influye en el costo-beneficio de algún proyecto y el bienestar de la sociedad frente a éste. [8]
E) Agentes oxidantes: los agentes oxidantes que aceleran la corrosión de algunos materiales pueden retrasar la corrosión de otras, mediante la formación en sus superficies de óxidos o capas de oxígeno absorbidos que los hacen más resistentes a los ataques químicos. El ambiente influye directamente en el proceso, así es como dependiendo del pH del ambiente se obtiene una corrosión más rápida y certera. Por ejemplo al exponer un metal a un medio que es corrosivo con contaminantes como es el caso del azufre, la reacción ocurre mucho más rápido que en medios normales. Por lo general, las piezas se ven afectadas por agentes como: el aire y humedad, agua, agua salada, vapor (H2O a una temperatura entre 200 a 400 ºC), distintos gases como los CFC, NH3, ácidos orgánicos. [8] [9]
F) Propiedades físicas y tratamientos del material: cuando el material ha sido sometido a esfuerzos cíclicos de torsión, flexión, compresión o la combinación de estos, es más susceptible a la corrosión. Sí la estructura externa del material posee poros
o
grietas,
es
más
susceptible
a
la
corrosión. [9]
En la figura 12.3 se observa cómo se genera el proceso debido a las propiedades físicas del material y a los agentes oxidantes, en este caso, la humedad y el aire.
Figura. Interacción de la humedad en una pieza.
III.
MATERIALES Y REACTIVOS:
Una placa pequeña de acero al carbono de aproxim. 50 mm x 50 mm. Papeles abrasivos: 220, 280, 400, 600, 1000 y 2000 #. Solución oxidante: solución salina con indicadores: 3 g de NaCl + 20 gotas de 3 [Fe(CN)6 ] 0,5 M + 20 gotas de fenolftaleína en 100 3 de agua destilada.
Lupa y pipeta.
Aprox. 5 gramos de agar ‒ agar (gelatina incolora).
4 clavos de Fe: 2 serán testigos, otro será doblado por la mitad y el 4to. Aserrado por su centro.
1 clavo de hierro recubierto por Cu y otro galvanizado limados en el centro.
Dos placas Petri de diámetro adecuado para colocar los 3 clavos dec/u o de diámetro adecuado para colocar los 6 clavos
Gradilla con 6 tubos de ensayo Varilla de vidrio 6 clavos de hierro o acero no recubierto de long. Adecuada para ingresar en los tubos de ensayo
HCl concentrado y diluido (10%)
Cocina eléctrica y 1 tapón para uno de los tubos de ensayo
Agua hervida
Bebida gaseosa oscura, alcohol o H2O2
IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 4.1. Experimento n° 1: Ensayo a la Gota a) Desbasta: La placa de acero al carbono hasta lija 2000 # para remover todo el óxido, etc. Desengrasar la placa con una franela con alcohol, acetona o bencina. Después de esto no tocar la superficie desbastada del acero y manipularlo por los bordes b) Colocar varias gotas de la solución salina con indicadores sobre la superficie limpia de la palca de acero .No dejar que la solución se expanda sobre la superficie, si esto ocurre entonces usted ha adicionado mucha solución o la superficie esta contamina y tendrá que empezar de nuevo
c) Observe el proceso de corrosión sobre la superficie del acero a simple vista o con la ayuda de una lupa .Cada 10 min siempre evitando mover la placa de la solución Nota: la fenolftaleína es un indicador de pH, en presencia de un medio alcalino cambia de color rosado. El ferrocianuro de potasio es un indicador de iones de Fe2+ en presencia de iones Fe 2+ cambia a color oscuro. La herrumbre tiene un color marrón.
Observación -
Se observa que al dejar actuar, el tiempo prudente, a la solución salina sobre la placa de acero, esta comienza a corroerse tornándose de un color naranja y pasando aún más tiempo se torna de un color rosáceo.
-
Después de 10 minutos, se observó la presencia de una capa rosa en la gota. Posteriormente con el pasar del tiempo se observó la presencia de una capa en tono amarillo, para posteriormente formarse así la herrumbre.
-
La aceleración de la corrosión para este experimento dependió del medio, pero sobretodo de la solución salina (agente agresivo)
Conclusión -
La fenolftaleína, que se añadió a la solución salina, al actuar como un indicador de pH es la que se encarga de mostrar la variación de colores que ocurre en nuestra placa de acero.
-
La lamina de cobre no sufrió en su totalidad el fenómeno de corrosión, si bien el ambiente, el oxígeno, intervino en misma proporción sobre la placa, quien tuvo
el pape determinante para que surga el fenómeno fue la solución salina, que se deposito en algunas gotas sobre la lámina. -
Se dio una corrosión según la forma, de tipo Corrosión localizada, con mas presicion, Corrosión en placas ya que Se caracterizó porque el ataque se extiendio más en algunas zonas, pero se presenta aún como un ataque general.
4.2. Experimento N°2: Formación de pilas galvánicas: Clavos galvanizados y recubiertos con alambre de Cu limados en su centro. Preparación en medio oxidante a) Preparación de la solución de agar-agar disolver aproximadamente 4.0 g / 500ml agua hirviendo El agar-agar es un gel que impide la difusión del color desde las zonas en las que se srcina.
b) A continuación todavía caliente agregar la solución oxidante: solución salina con 20 gotas de cada indicador: hexacianato férrico (II) de potasio 0,5 M y 20 gotas de fenolftaleína a la solución recién preparada de agar mezclar. Se puede agregar 10 gotas adicionales de cada indicador c) Preparar 1 placas Petri, con 3 clavos de Fe c7u separador (previamente desengrasados con acetona) y agregar la solución resultante de (b) hasta cubrirlos. Observar las zonas catódicas y anódicas respectivas d) Repetir la parte (c) en la otra placa Petri con el clavo de hierro testigo
Observar las zonas catódicas y anódicas respectivas
Observación -
Se observa que la solución que contiene agar-agar y/o colapis impide que el color del óxido se expanda por toda la muestra contenida en la placa Petri.
-
Los clavos cubiertos con alambre de cobre empleados en ambas placas Petri actuaron como cátodos, mientras que los clavos libres fueron los ánodos.
-
Se observó la presencia de hongos sobre la superficie del colapis, esto debido a que los clavos no fueron esterilizados, además el compuesto de colapis es un sistema propicio para el cultivo de los hongos.
-
Los clavos con grietas en su centro son más susceptible a la corrosión. Sí la estructura externa del material posee poros o grietas, es más susceptible a la corrosión.
Conclusión -
Se concluye que la aparición de organismos , hongos, se debe a la acción del medio ambiente y al no estar completamente esterilizados los materiales usados en este experimento
-
En nuestro experimento grupal, el colapis se mantuvo en la misma cantidad desde que fue incorporado a la placa Petri, en otros grupos el colapis se evaporo, dando como resultado clavos expuestos sobre una minima base de colapis.
-
Los clavos libres (no recubiertos con alambre de cobre) al no tener un medio de protección se oxidaron con mayor aceleración.
4.3. Experimento Nº 3 : Corrosión en diferentes medios
- Colocar un clavo en cada tubo de ensayo a) En el tubo 1: Dejar el clavo expuesto al aire b) En el tubo 2: Semicubierto con agua potable c) En el tubo 3: Cubierto con agua potable d) En el tubo 4: Cubierto con agua hirviendo , ponerle tapon para que no ingrese aire e) En el tubo 5: Cubrir completamente con HCL diluido f) En el tubo 6: Cubrir completamente con bebida gaseosa oscura Dejar los tubos con su contenido min por una semana y observar los efectos de los
diferentes ambientes inicialmente, al cabo de 5,1,20 min .
Observación Para los 4 clavos se observó: -
Tubo1: la corrosión fue minima, en la parte inferior y superior del clavo.
-
Tubo2: la corrosión se dio en mayor grado que el anterior en los mismo puntos.
-
Tubo3: el fenómeno de corrosión fue menos evidente. Tubo4: su velocidad de corrosión fue mayor, debido a su elevada temperatura.
-
Conclusión -
En diferentes medios la corrosión puede ser acelerada o también retrasada dado que hay agentes que inhiben dicho proceso como agentes que accelereran dicho proceso.
-
El clavo cubierto por agua hirviendo acelre su corrosión debido a la elevada temperatura.
-
Los 4 clavos cubiertos por liquido fueron cubiertos para aislarnos del oxígeno, sin embargo aun asi hubo presencia de herrumbre.
-
Con respecto a la disminución de temperatura en lugares húmedos, la humedad se condensa y se aloja en la superficie de los materiales acelerando la corrosión.
VII. CUESTIONARIO: Ensayo a la gota 1. Después de los 60 minutos transcurridos, se observó lo siguiente: a) En el borde de la gota: la aparición de una capa gris que iba ascendiendo sobre la gota, la misma iba tomando un tono naranja (presencia de corrosión) b) En el centro: la capa gris aun no cubría el centro de la gota. c) En el anillo: cubierto por la capa gris en su totalidad. 2. Donde ocurre la corrosión: La corrosión se produjo con más énfasis en el anillo de la gota, por la mayor concentración de la solución salina, la misma que actuó como agente agresivo, produciendo el fenómeno de corrosión. 3. Por qué no se observa alguna corrosión en el borde de la gota: Debido a que la mayor concentración se trasladó al anillo de la gota, la esencia de concentración salina, quedando al borde de la gota, un líquido de mínima concentración salina.
VIII. ANEXOS:
Figuras 01: ENSAYO DE LA GOTA
Figuras 02: FORMACION DE PILAS GALVANICAS
Figura 03: CORROSION EN DIFERENTES MEDIOS
