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LABORATORIO DE CORROSIÓN Y PROTECCION DE METALES

PRÁCTICA Nº 5

1. TÍTULO: ENSAYOS DE CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA SEGÚN EL METODO DE EXTRAPOLACIÓN DE TAFEL 2. OBJETIVOS: 2.1 Aprender a manejar el software (VoltaMaster 4) 2.2 Determinar el potencial de corrosión corrosión libre para Cu (OCP) (OCP) 2.3 Calcular la velocidad de corrosión del cobre (µm/año)

3. FUNDAMENTO TEÓRICO: POLARIZACIÓN: Cuando un metal está en equilibrio con una solución conteniendo sus propios iones, en ausencia de reacciones que interfieren, el metal tendría un potencial Eeq, dado por la ecuación de Nernst. Si se hace circular una corriente por dicho electrodo, el potencial variará y el nuevo valor del potencial E dependerá de la corriente. La diferencia entre ambos potenciales se conoce como sobrepotencial.

Puede ocurrir que el potencial inicial del metal no sea igual al potencial reversible termodinámico, Eeq, sino que por efecto del proceso de corrosión, este sería el potencial de corrosión libre, Ecorr . Este potencial también variará si se hace circular una corriente por el electrodo, esta variación es conocida como polarización, que también se le designa designa con η.

La polarización es un parámetro muy útil en el campo de la corrosión, debido a que facilita el cálculo de la velocidad de corrosión en un sistema, como será posteriormente analizado. analizado. Considerando lo descrito anteriormente para la ecuación:

Vimos que la velocidad de corrosión y la densidad de corriente están directamente relacionadas. Además la velocidad, ν, podría ser expresada por:

1


Donde:

Siendo A, una constante. Uniendo estas dos últimas ecuaciones ecuaciones obtenemos:

En el equilibrio, la velocidad de la reacción anódica, ia, es igual a la velocidad de reacción catódica, ic. Generalmente es posible tratar la concentración de los reactantes como una constante (por ejemplo, el metal sólido, para las reacciones de oxidación), y por lo tanto, este lo incorporamos dentro de una nueva constante, Ao. Así, si consideramos la velocidad de reacción anódica, para lo cual la energía de activación es ΔG*, podemos escribir la ecuación anterior como [1]: [ 1]:

Cuando la reacción anódica es más rápida que la reacción catódica ( ia > | ic i c |), el equilibrio es destruido y la energía libre del metal y la energía libre de sus iones están en diferentes niveles. La polarización, que es la variación del potencial respecto al potencial de equilibrio, para este caso sería la combinación de una polarización anódica sobre el metal y una polarización catódica del medio. La energía del metal se ha incrementado y la del medio se ha reducido; esta desviación del potencial fuera del valor de equilibrio, puede o no ser igual, y asumiremos por el momento que ellos no son iguales. En la figura 1 se grafica estos cambios. Si la polarización total es η, entonces podemos definir la polarización anódica como αη y la polarización catódica como (1- α) η, donde α es el coeficiente de transferencia de carga. En la figura 1, las polarizaciones han sido convertidas en energías, al multiplicarlas por el factor, zF . Esto nos permite determinar la nueva energía de activación para la reacción anódica que vendría a ser ( ΔG*- αη zF), Debido a que el estado de energía del metal se ha incrementado y la energía de activación del proceso anódico de reacción se ha reducido. Así podemos escribir: 2


Figura 1. Perfil de energía para un ánodo en equilibrio, presentado por la curva Mo/Mo y un perfil similar para una polarización por activación anódica de η, representado por la curva Ma/Ma z+.

z+

Debido a que el estado de energía del metal se ha incrementado y la energía de activación del proceso anódico de reacción se ha reducido. Así podemos escribir: Observemos que, en forma similar, la energía de activación de los cationes Mz+ que se están transformando en M, es decir la reacción catódica, se ha incrementado por una cantidad (1-α)ηzF. Para nuestro análisis, continuaremos considerando sólo la reacción anódica. Asumiendo:

Tendremos:

Reordenando la ecuación y tomando logaritmos a ambos miembros obtenemos:

3


Convirtiendo a logaritmo decimal y reordenando obtendremos:

Considerando, βa = 2.303/A’, obtenemos un importante resultado:

Donde:

Para esta ecuación: io, es la densidad de corriente de intercambio de la reacción anódica y ia, densidad de corriente anódica. La ecuación (4.8) es conocida como la ecuación de Tafel. La derivación realizada fue para la polarización anódica la cual también puede ser expresada como.

Una aproximación idéntica puede ser realizada para la reacción catódica, obteniéndose.

Donde:

Las constantes βa y βc se llaman constantes de Tafel anódicas y catódicas. El análisis de la ecuación de Tafel en su forma de la ecuación anterior nos dice inmediatamente que un gráfico de η contra el log i, en cualquiera de los dos procesos (anódico o catódico) nos dará una línea recta, con una pendiente igual a la respectiva pendiente de Tafel o constante de Tafel β. En la reacción anódica, el intercepto está dado por

4


(-β log io) con la densidad de corriente de intercambio, io, constante para un sistema metal/electrolito. En la práctica, el valor de β generalmente cae en el rango de 0.03-0.3 voltios. Con el fin de graficar la variación de la polarización con log i para las reacciones anódicas y catódicas, necesitamos valores representativos para las constantes de Tafel y para la densidad de corriente de intercambio. Si escogemos, como valores representativos, βa = 100mV, βc = -100mV, y io =0.01A/m2, la sustitución de estos valores en la ecuación anterior, conduce a datos que cuando se grafican tienen la forma de la Fig. 2. [2]

Figura 2. Grafica de la curva de Tafel anódica y catódica teórica. La polarización y sobrevoltaje son conceptos físicos muy parecidos, en ambos casos se trata de una variación del potencial debido a un flujo neto de corriente; es decir, por un desequilibrio entre corrientes de distintos signos. Únicamente cambia la referencia con respecto a la cual se mide la diferencia de potencial. Como los potenciales de disolución libre que adoptan los metales en los electrolitos son los correspondientes E corr , resulta más cómodo medir la polarización con respecto a ellos, en cuyo caso lo correcto es hablar de polarización y no de sobrevoltaje. La polarización es un valor cinético que resulta desde una velocidad de reacción en el electrodo y, por lo tanto, es función de la densidad de corriente en la interfase metal – solución. En la figura 3se representa esquemáticamente la dependencia entre el potencial de electrodo y la densidad de corriente; en ella se observa que el valor de la polarización, η, incrementa con el incremento de la densidad de corriente, i. [3]

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Figura 3 Efecto del Metal sobre la polarización del Hidrógeno. A la reacción de reducción del hidrógeno, le corresponde un Eeq = - 0.0591 pH , a una atmósfera de presión. Esta reacción sólo puede proceder sobre un soporte metálico tal como una placa de platino inmersa en una solución. El valor de Eeq (H+/H2), es termodinámico y absolutamente independiente del soporte metálico. Este potencial sería el mismo sobre un soporte de platino, hierro, zinc o cobre. Caso contrario sucede con la polarización, η, la cual es un parámetro cinético que depende de la facilidad con la cual la reacción puede proceder. Por ejemplo, la figura 3 muestra esquemáticamente que para una misma velocidad de reacción, o lo que es lo mismo, para una misma densidad de corriente i1, la polarización es mayor en el zinc que sobre el platino.

La energía consumida en la evolución del hidrógeno en el cátodo puede ser expresada por η.I; y, esta sería más alta con un electrodo de zinc que con uno de platino. Desde el punto de vista de la corrosión, es de suma importancia conocer la magnitud aproximada del sobrepotencial del hidrógeno, ηH2, sobre distintos metales. Esto nos puede proporcionar una idea de la velocidad de corrosión en la unión de dos metales disímiles. Frecuentemente, la etapa más lenta en el proceso corrosivo en medio ácido lo constituye la reacción de evolución del hidrógeno; como en el siguiente caso:

Si el hierro, que presenta una alta polarización para la evolución del hidrógeno, se une a un metal, tal como el cobre, en el cual la evolución del hidrógeno es más fácil, ocasionaría un incremento en la velocidad de corrosión del hierro, se dice que el cobre despolariza catódicamente al hierro. Otro aspecto importante en la cinética de la reacción de evolución de hidrógeno, lo constituye la naturaleza de la solución; como es el caso de la presencia de compuestos

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orgánicos disueltos en el líquido (tal como el benzotriazol) que incrementa la resistencia de la doble capa, generando una mayor polarización para la evolución del hidrógeno. Este es el principio que gobierna el efecto de los inhibidores de corrosión, y casos específicos (con diagramas apropiados) serán discutidos en el tema de potenciales mixtos. Hay tres conclusiones importantes que se puede obtener de esta discusión 1. En la termodinámica electroquímica, sólo la interfase de reacción es importante. Éste sólo fija el valor del potencial de equilibrio. 2. En la cinética electroquímica, la naturaleza de la interfase (tanto del metal, como del electrolito), así como la reacción electroquímica, tiene un efecto importante sobre el valor del potencial de electrodo. 3. Cuando una reacción de electrodo, tal como la reacción de evolución del hidrógeno, procede a una velocidad finita, su polarización depende de la naturaleza de la interface. [4]

POTENCIAL MIXTO: Para un electrodo, como en el caso del cobre inmerso en una solución de CuSO4, la reacción de oxidación, Cu => Cu 2+ + 2e-, es precisamente lo contrario de la reacción de reducción Cu 2+ + 2e- => Cu. En el equilibrio, las dos reacciones proceden a la misma velocidad, y se observa un potencial de equilibrio para el electrodo, dado por la ecuación de Nernst. Sin embargo, considerando el ejemplo de la corrosión del zinc en un medio ácido ocurren dos reacciones diferentes que proceden irreversiblemente sobre la superficie del zinc. En reposo, en la ausencia de alguna corriente eléctrica impuesta externamente, el zinc se corroerá a un potencial que no es reversible, y no puede ser calculado por la ecuación de Nernst. El potencial de reposo que resulta de estas dos reacciones es entonces un potencial mixto, y por lo tanto, debido a la oxidación metálica, correspondería al potencial de corrosión Ecorr . Su valor cae entre los potenciales de equilibrio de las dos reacciones participantes, en este caso, entre el Eeq H 2 y Eeq Zn. La cinética de cada una de estas reacciones y sus polarizaciones relativas dependen de condiciones particulares tales como las características de su medio. Por lo tanto, el valor real del potencial de corrosión depende de aquellas variables que afectan la cinética de las reacciones que participan en el proceso corrosivo. [3]

DIAGRAMA DE EVANS: El diagrama de Evans es un diagrama que combina la termodinámica y la cinética de un proceso corrosivo. El eje de las ordenadas, el potencial de electrodo, es el factor termodinámico y la abscisa el factor cinético de la reacción electroquímica expresada en intensidad (concretamente log ΙiΙ para obtener líneas rectas cuando se trata de procesos controlados por activación). Este diagrama concebido por Ulick Evans, es muy útil en la discusión de problemas de corrosión como se ilustra en el siguiente ejemplo. Consideremos la corrosión de un depósito de acero conteniendo una solución ácida. La corrosión del depósito puede ser atribuida a dos reacciones electroquímicas: la disolución del hierro y la reducción del hidrógeno. Si asumimos inicialmente que el ánodo y el cátodo están aislados uno del otro, y

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que no existe un flujo de corriente entre ellos, entonces cada electrodo estaría a su potencial de equilibrio, como se indica sobre el eje vertical de la Fig. 4 (a). Sin embargo, durante la corrosión real del metal las dos reacciones no están separadas físicamente, sino que ambas ocurren sobre la superficie total del metal, actuando en corto circuito en el potencial de corrosión, Ecorr. La reacción catódica y la anódica están ya polarizadas en su estado natural, respecto a sus respectivos potenciales de equilibrio, mediante:

El responsable de esta polarización natural es el Icorr . El hierro, que proporciona los electrones, se disuelve a una velocidad finita dada por Icorr , y todos los electrones liberados por la oxidación del hierro son consumidos en la reacción catódica, por lo tanto,

Figura 4. Diagrama de Evans de la corrosión del hierro (a) sin inhibidor y (b) con inhibidor

Si al sistema corrosivo anterior se le adiciona un compuesto químico, éste puede incrementar o disminuir la resistencia en una de las dos reacciones, o en ambas a la vez. La Fig. 4 (b) muestra de manera esquemática en un diagrama de Evans, el efecto de un inhibidor orgánico catódico sobre la cinética del proceso corrosivo. El inhibidor catódico, disuelto en el medio ácido, es adsorbido sobre el metal y bloquea algunos sitios donde se realiza la reacción catódica haciendo más difícil la reducción del hidrógeno, es decir, incrementa el sobre voltaje de la reacción catódica. [5]

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DIAGRAMA DE POTENCIAL MIXTO: Los diagramas de potencial mixto o diagramas log |i| vs potencial, son más apropiados que los diagramas de Evans, debido a que al considerar la densidad de corriente en lugar de la intensidad, permiten determinar de manera rápida la velocidad de corrosión de los metales y aleaciones en medios acuosos. Estos diagramas están basados en el hecho de que en medios acuosos la reacción del electrodo está controlada generalmente por activación, y que de acuerdo a la ecuación de Tafel, la polarización depende del logaritmo de densidad de corriente. Para ilustrar este nuevo diagrama tomaremos como ejemplo la corrosión del hierro en un medio ácido. La ecuación anterior aplicada a la reacción de oxidación del hierro (Fe=> Fe 2+ + 2e), en el medio acuoso, es presentada en la Fig. 5 (a) por una recta en el gráfico E – log |i|. La reacción contraria de reducción del hierro (Fe 2+ + 2e => Fe), produce otra recta en el mismo diagrama. Ambas reacciones son consideradas independientes sólo con el propósito de trazar su relación de Tafel. Estas rectas se cruzan en un punto que corresponde a la densidad de corriente de intercambio del hierro, io Fe, en donde las velocidades de oxidación y reducción del hierro son iguales y corresponden al equilibrio.

El potencial de electrodo que corresponde a la densidad de corriente de intercambio es entonces el potencial de equilibrio del metal y puede ser calculado mediante la ecuación de Nernst. Desde que el hierro está inmerso en un medio ácido, el sistema H +/H2 también estará presente. El comportamiento catódico y anódico del hidrógeno puede ser representado mediante rectas de Tafel, las cuales se cruzan en el potencial de equilibrio del hidrógeno, caracterizado por su densidad de corriente de intercambio . Es importante enfatizar aquí que los potenciales de equilibrio corresponden a una densidad de corriente neta igual a cero. La corriente neta está dada por: En el potencial de equilibrio, la densidad de corriente anódica (ia) y catódica (ic) tienen la misma magnitud pero con signo opuesto, de tal forma que:

Cuando las cuatro líneas son trazadas independientemente, estas se cruzan en el punto P, el cual está caracterizado por una velocidad de disolución del hierro igual a la velocidad de evolución de hidrógeno y corresponde a la velocidad de corrosión. A este potencial también se le conoce como potencial de reposo, potencial mixto del sistema total o potencial de corrosión. [5]

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Figura 5. Diagrama de potencial mixto para el hierro en una solución ácida 4. EQUIPOS, HERRAMIENTAS Y MATERIALES A. EQUIPO a. Potenciostato: a.1 Características Técnicas: - Modelo: PGZ 100 - Metodos: Voltimetria e impedancia (modo potenciostático).

- Voltimetria: - Voltaje de polarización: ±15 V - Corriente máxima de salida: ±1 A - Velocidad máxima de barrido: 500 mV/s - Impedancia electroquímica: - Frecuencia Máxima: 100 kHz - Frecuencia Mínima: 1 mHz

a.2 Reconocimiento del equipo: Panel delantero:

En el panel delantero, se ubican las canales para los electrodos, sensores, control de encendido, etc.

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Fig. 6 Panel delantero del potenciostato modelo PGZ 100.

I OUT:

Canal utilizado para registrar la corriente a un plotter o a un osciloscopio.

E OUT:

Canal utilizado para registrar el potencial a un plotter o a un osciloscopio.

Vg IN:

Canal para la conexión a un generador de voltaje externo.

D/A OUT: Canal utilizado para el control de la velocidad de rotación de un electrodo de disco rotativo. A/D IN:

Canal utilizado para el registro de la velocidad de rotación o temperatura.

REF:

Canal para la conexión al electrodo de referencia.

AUX:

Canal para la conexión al electrodo auxiliar.

SENSE:

Canal para conexión de un sensor de temperatura o de pH

WORK:

Canal para la conexión al electrodo de trabajo.

ON:

Switch de encendido del potenciostato.

CELL:

Botón de encendido de la celda.

Panel trasero:

En el panel trasero, se ubican las conexiones para la computadora y el toma corriente, tal y como vemos a continuación:

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Fig. 7 Panel trasero del potenciostato modelo PGZ 100.

1: Puerto en serie para computadora. 2: Puerto en serie para laptop. 3. Conexión funcional a tierra para la caja resistor-capacitor. 4. Conexión para toma corriente

B. ELECTRODOS b. Electrodo de Ag/AgCl: b.1 Características técnicas: - Rango de temperatura: 0 a 80ºC - Elemento de detección: Alambre de Ag/AgCl - Solución: KCl Saturado + AgCl

b.2 Reconocimiento del electrodo: El electrodo de Ag/AgCl contiene un alambre de Ag/AgCl en su interior, además de una solución de KCl Saturado + Ag/AgCl

Fig. 8 Esquema del electrodo de referencia de Ag/AgCl Sat. KCl + AgCl.

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c. Electrodo de platino (alambre) c.1 Características técnicas:

- Rango de temperatura: -10 a 100ºC - Elemento de detección: Alambre circular de platino. - Área expuesta: 0.322 cm2

c.2 Reconocimiento del electrodo:

Fig. 11 Esquema del electrodo de Platino alámbrico.

C. CELDAS a.

Celda Básica a.1 Características técnicas - Volumen efectivo: De 20 a 50 ml. - Cuerpo: Vidrio Pirex - Control de Temperatura: Termostática - Cinco cuellos: Ø 1.6 cm a.2 Reconocimiento de la celda: La celda electroquímica básica BEC/EDI, está diseñada para soportar un electrodo de disco rotatorio.

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Fig. 9 Celda electroquímica básica con todos sus componentes.

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: e j a l b m a s n e e d o t n e i m i d e c o r P 3 . a

: a m e u q s e e t n e i u g i s l e a t n e u c n e o d n e i n e t á r a z i l a e r e s , a d l e c a l e d e j a l b m a s n e l E

0 1 a r u g i F

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5. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 5.1 Procedimiento de preparación de probetas. Se corto un plaquita de cobre pequeña, con dimensiones mayores a 1cm2 luego la unimos a un alambre de cobre con moldimix. dejando una superficie (1cm 2) que debió lijada (hasta quedar espejo) y posterior mente desengrasada con alcohol y así quedar lista para usarla en el potenciostato. 5.2 Preparación solución cloruro de sodio al 3.5 %. 

5.3 Ensamblaje o montaje del equipo con la celda 5.4 Manejo del software (VoltaMaster 4).

5.4.1 Ingreso de datos -

Abrir la aplicación VoltaMaster 4. Crear una nueva secuencia haciendo clic en la opción File de la barra de menú y luego seleccionando New sequence .

-

A continuación, se abrirá la ventana Laboraroty logbook, solicitándonos en la ficha Logbook, los datos referentes al experimento como: operador, electrodos a usar en la celda, comentarios, etc. Rellenamos los datos tal como se muestra a continuación:

-

En la misma ventana Laboratory logbook, seleccionamos la ficha Initial data.

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-

En la ficha Initial data se deben rellenar los campos con especificaciones como: titulo de la curva, medio electroquímico de la celda, etc., tal como se muestra a continuación:

-

Una vez hecho esto, volvemos a la ficha Logbook.

-

A continuación, se deben configurar los parámetros de la celda . Para esto hacemos clic en el menú Settings y seguidamente en la opción Cell setup, como se muestra a continuación:

-

Aparecerá la ventana desplegable Cell setup (mirar figura de abajo), donde debemos ajustar los parámetros de la celda, según los electrodos que vamos a usar.

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-

Para este caso, se utilizo el electrodo de referencia de Ag/AgCl (Sat. KCl), un electrodo de trabajo de cobre y el electrodo auxiliar de platino. Es importante señalar que el área en el electrodo de trabajo será el área expuesta en el medio y que el área en el electrodo auxiliar, será constante e igual a 1 cm2 para esta celda. Luego de ajustar todos estos datos hacemos clic en Ok.

5.4.2 Editar secuencia -

Posteriormente, editamos la secuencia creada haciendo clic en Sequence en la barra de menú y luego en Sequence Edition. También podemos hacer clic directamente en el icono sequence como podemos ver a continuación:

A continuación, se abrirá la ventana desplegable Sequence edition, seleccionamos y adicionamos los métodos: 1) Open Circuit Potential y 2) Polarisation for corrosion (Tafel), luego editamos cada uno de ellos.

1. Open Circuit Potentia.

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2. Polarisation for corrosion (Tafel)

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-

Seleccionamos la secuencia adicionada y hacemos clic en el botón Edit. Se abrirá la siguiente ventana desplegable Polarisation for corrosion (Tafel). Aquí rellenamos los datos como se muestran a continuación. - El tiempo de espera o waiting time, corresponde al tiempo en que se medirá el OCP de la celda. Teniendo en cuenta que el Cu posee un potencial a circuito abierto de -244mV en este medio, el barrido del potencial (barrido desde Potential 1 hasta Potential 2), debe contener este valor del OCP para hacer el posterior cálculo si uno quiere hallar, por ejemplo, la velocidad de corrosión del sistema.

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-

Seguidamente presionamos Ok y otra vez Ok en la ventana Sequence edition. Finalmente, hacemos clic en la barra de menú File y después seleccionamos Save para guardar el archivo con los parámetros ya establecidos.

-

Una vez establecidos los parámetros de polarización, empezamos haciendo clic en el icono de color verde (Start) o presionando F5.

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6. RESULTADOS:

Densidad de Corriente vs. Potencial 4.5 4 3.5 3 2.5 Densidad de Corriente vs.

2

Potencial

1.5 1 0.5 0 -600 -0.5

-400

-200

0

200

Figura 11. Gráfica de la Densidad de corriente vs potencial para el cobre, expuesto en NaCl al 3%.

Calculo de la velocidad de corrosión del Cu Para poder hallar la velocidad de corrosión del Cu en este sistema en particular, procesaremos la curva de polarización obtenida, a través del 1º Método de Stern, teniendo en cuenta los siguientes pasos: -

En el menú Processing seleccionar la opción 1st Stern method Tafel Extrapolation.

-

A continuación se abrirá la ventana desplegable Tafel, solicitándonos los parámetros donde se cumple la linealidad o el comportamiento tafeliano de

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curva de polarización. Estos valores deben estar entre 50 y 100mV lejos del potencial de corrosión . Para nuestro caso, rellenamos los campos solicitados con los siguientes parámetros de cálculo:

-

Una vez establecidos estos parámetros, hacemos clic en el botón D raw.

Voltamaster presentará el cálculo resultante de la velocidad de corrosión, Rp, etc., con su respectiva curva de extrapolación de Tafel tal como se muestra a continuación:

Figura 12. Gráfica Log i vs potencial para la extrapolación de las rectas de Tafel y cálculo de los datos termodinámicos y cinéticos.

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0 -50 -100 -150 -200 -250 -300 -350 -400 -450 -500 -6

-5

-4

-3

-2

-1

0

1

Figura 13. Gráfica potencial vs Log i

Figura 14. Gráfica potencial vs Log i

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Tabla 01: Velocidad de corrosión electroquímica según el método de Extrapolación de Tafel para el Cu, expuestos en solución NaCl al 3%.

PROBETA O Vcorr. Vcorr. CÓDIGO ELECTRODO (µm/año) (g/m2.año) Cobre

Cu-01

mdd

mpy

i (mA/cm2) 6.76

7. DISCUSION DE RESULTADOS: 









En lo que respecta al signo de la polarización anódica y catódica, esta se determina en función a la dirección del flujo de electrones. En el proceso catódico, los electrones llegan a través del metal hacia la interfase. El lado del metal de la doble capa llega a ser más negativo que en reposo, así decimos que la polarización catódica ηc es negativa. Por otro lado en el proceso anódico, los electrones dejan el lado del metal de la doble capa para entrar al circuito externo, y toma lugar un cambio en el potencial en la dirección noble así decimos que la polarización anódica ηa es positiva. En lo que se refiere a la corriente la convención es similar a la usada para la polarización. La corriente catódica Ic, es considerado ser negativa y la corriente anódica positiva. La pendiente de Tafel, β, es un parámetro particularmente importante. En nuestras gráficas podemos apreciar que este tiene un signo positivo para procesos anódicos y negativo para procesos catódicos. En la figura # se muestra, en una representación semilogarítmica, la variación del potencial respecto al logaritmo de la densidad de corriente; como se observa, el comportamiento es de una línea recta característica de la ecuación de Tafel. La pendiente de Tafel, β, es generalmente expresada como el cambio de potencial en mV que resulta desde un incremento de la densidad de corriente de un orden de magnitud. En nuestro experimento tanto para la reacción catódica, Cu 2+ + 2e- => Cu, como para la reacción anódica, Cu => Cu 2+ + 2e-. La línea de Tafel anódica y catódica representa la relación entre la polarización y la velocidad de reacción expresada en A/cm2. Las líneas de Tafel anódica y catódica, para nuestra reacción, se cruzan en i o. Este punto corresponde a las condiciones de equilibrio de los procesos anódicos y catódicos. En otros palabras, | ia | = | ic |, y por cada cobre que es oxidado a Cu2+, hay un Cu 2+ que se reduce a cobre metálico. Existe sólo un intercambio de especies oxidadas y reducidas, con ninguna corriente neta ( inet) cruzando la doble capa. La corriente neta en un electrodo es la suma de todas las cargas fluyendo a través de la interfase metal – solución.

8. CONCLUSIONES: Se aprendió a manejar el software (VoltaMaster 4) con ayuda y explicación 

detallada del practicante del laboratorio. 

Se determino determinó el potencial de corrosión libre para el Cu (OCP) 25




Se determinó la velocidad de corrosión del Cu en µm/año.

9. RECOMENDACIONES: 





Tener mucho cuidado en el manejo del equipo pues está conformado por partes sofisticadas y costosas que deben ser manipuladas sutilmente. Tener pleno conocimiento de las variables que serán cambiadas en el software en los diferentes pasos a seguir, así como también los valores para las que se mantendrán constantes. Mantener la superficie de la probeta con las condiciones

10. BIBLIOGRAFÍA: [1] Z. Ahmad, Principles of Corrosion Engineering and Corrosion Control. Elsevier Science & Technology books. [2] D. Talbot and J. Talbot. “Corrosion Science and technology”. CRC Press, New York. [3] Metals Handbook Ninth Edition (1989). Volume 13. “Corrosion”. ASM International [4] D. L. Piron(1991), “The Electrochemistry of Corrosion”, Published by NACE. [5] Fontana M. and Greene D., (1978) "Corrosion Engineering", McGraw – Hill Book Company.

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