PRACTICA N°5. PAR GALVÁNICO
PRESENTADO:
PROFESORA:
UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER INGENIERÍA METALÚRGICA BUCARAMANGA 2012 INTRODUCCIÓN Dentro de la corrosión no uniforme se encuentra la corrosión galvánica por par metálico, la cual se presenta cuando dos materiales metálicos en contacto se encuentran en presencia de un medio corrosivo. Estos pares galvánicos se pueden observar en cualquier tipo de uniones entre materiales con diferencias de potenciales considerables, este
fenómeno ocurre desde que se realizan las uniones metálicas y se da con frecuencia en la unión de roscas o en uniones en general. se pueden utilizar otros métodos de protección, entre otros, el añadir inhibidores de la corrosión o magnetizar el medio agresivo.
OBJETIVO GENERAL Determinar la magnitud de la corrosión cuando se colocan metales disímiles en contacto y expuestos a un ambiente corrosivo. OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Calcular la velocidad de corrosión en mpy. Determinar el efecto del área del cátodo y del ánodo sobre la corrosión. Analizar el efecto del gas con que se satura la solución, sobre la corrosión.
MARCO TEÓRICO CORROSIÓN GALVÁNICA. La corrosión Galvánica es una de las más comunes que se pueden encontrar. Es una forma de corrosión acelerada que puede ocurrir cuando metales distintos (con distinto par redox) se unen eléctricamente en presencia de un electrolito (por ejemplo, una solución conductiva). El ataque galvánico puede ser uniforme o localizado en la unión entre aleaciones, dependiendo de las condiciones. La corrosión galvánica puede ser particularmente severa cuando las películas protectoras de corrosión no se forman o son eliminadas por erosión. Esta forma de corrosión es la que producen las Celdas Galvánicas. Sucede que cuando la reacción de oxidación del ánodo se va produciendo se van desprendiendo electrones de la superficie del metal que actúa como el polo negativo de la pila (el ánodo) y así se va produciendo el desprendimiento paulatino de material desde la superficie del metal. Este caso ilustra la corrosión en una de sus formas más simples. Quizá la problemática mayor sobre corrosión esté en que al ser este caso bastante común se presente en variadas formas y muy seguido.
FENÓMENO DE POLARIZACIÓN
Dado que el proceso de corrosión electroquímica corresponde a los procesos que tienen lugar en los electrodos de una pila galvánica, corresponde conocer los potenciales de los mismos cuando a través de ellos circula corriente, es decir cuando el circuito se ha cerrado (pila cortocircuitada). La determinación de los potenciales de los electrodos de una pila cuando por ellos circula corriente muestra que dichos potenciales varían apreciablemente. Esta variación en el potencial de los electrodos cuando se hace circular corriente por los mismos, se conoce como polarización. Es decir que la polarización es el cambio en el potencial de un electrodo a medida que la corriente fluye de o hacia él. Existen diversas causas de la polarización entre ellas consideraremos: a) Concentración iónica localizada en las zonas anódicas y catódicas aumentada o disminuida debido a que la difusión de iones en un medio líquido es lenta. b) Películas de superficie. Las películas de superficie pueden estar presentes desde antes del instante en que el metal y medio se pongan en contacto pero también pueden formarse posteriormente como productos de las reacciones de corrosión. Las sustancias que las constituyen pueden ser sólidas (por ej: un producto anódico insoluble, digamos, un óxido) o gaseosas (por ej: películas o aún burbujas de gases como oxígeno o hidrógeno). Estas películas disminuyen o impiden la difusión de iones o sustancias sin carga que forman parte den las reacciones de corrosión (por ej: la llegada de gas oxígeno). Si el electrodo se recubre completamente por una película de este tipo, la corrosión ya no puede proseguir y entonces se dice que el metal está pasivado. c) Existen otras causas de polarización y las cuales suelen actuar simultáneamente y la contribución individual de cada una de ellas no es fácil de estimar.
CURVAS DE POLARIZACIÓN Las curvas de polarización muestran la interdependencia entre el potencial de electrodo y la intensidad de corriente (relaciones i vs. E). Las curvas de polarización pueden determinarse aplicando una corriente constante y midiendo el potencial, repitiendo este procedimiento para diversos valores de corriente y midiendo en cada caso el nuevo potencial alcanzado. Otra forma de determinar la relación i-E es aplicando un potencial constante y determinando la forma en que varía la corriente.
Curvas de polarización anódica. (E-log i) : Formas posibles que puede tomar una curva de polarización anódica
Si la sobretensión es pequeña se suele observar una relación lineal entre la sobretensión y el logaritmo de la corriente. En la zona 1-2 se dice que el metal se disuelve en forma activa. En la zona 2-3 aparece una zona de pasividad (sobre el metal se forma una película muy delgada de óxido que dificulta su disolución). Si la película pasivante es aisladora, al aumentar el potencial el óxido pasivante irá aumentando su espesor sin que se note un aumento importante de la corriente, es la zona 3-4. (por ejemplo: Al, Zr, Te, etc). Se dan otros casos en que ocurren otros fenómenos como los indicados por las curvas 5, 6, 7. Curva 5: cuando la película pasivante está formada por elementos que pueden oxidarse a una valencia mayor y dar productos solubles, se nota también un aumento de la corriente acompañado por disolución del metal. Este fenómeno se conoce como transpasividad, y lo presentan elementos tales como el cromo, o el manganeso, así como las aleaciones de que forman parte. Curva 6: por encima de cierto potencial cuando hay presentes ciertos iones”agresivos” cloruros, nitratos, bromuros, etc.
La
película pasivante puede perder estabilidad y se produce un fenómeno de corrosión localizada, el picado y lo presentan metales tales como el hierro, cromo, etc. (El picado crea problemas muy serios). Curva 7: Si el óxido pasivante es buen conductor de electrones una vez alcanzado el potencial de desprendimiento de oxígeno, la solución comenzará a descomponerse y se notará aumento en la corriente de corrosión. Si el potencial se puede mantener entre los valores 3 y 8 la corrosión será despreciable y se dice que hay protección anódica. Por debajo de 1 también la corrosión se torna imposible. Curvas de polarización catódica. (E-log i) Las características más frecuentes de las curvas de polarización catódica son las indicadas en la figura:
PROCEDIMIENTO
Se preparada 1 litro de sln de NaCl 1 N
Se arma la celda electroquimica
Conectar a un multimetro y revisar el circuito
Disminuir el valor de la resistencia
Registrar el valor de la corriente y los potenciales individuales de cada electrodo y la diferencia entre ellos
ANÁLISIS DE RESULTADOS PREGUNTAS
Emplear electrodos de Fe y Cu diferente áreas
Se repite la práctica con diferentes áreas
a) Grafique las curvas de polarización catódica y anódica.
SISTEMA N. 1 ELECTRODO DE Fe Y Cu DE IGUAL AREA
I 0 10 63 73,4 105,8 258 403 954
Log i 0 1 1,79934055 1,86569606 2,02448567 2,41161971 2,60530505 2,97954837
Fe(mV) -478,4 -470,2 -442,2 -422,1 -407,5 -387,1 -378,3 -347
Cu(mV) -76,6 -88,4 -130,1 -143,5 -175,4 -274,2 -374,4 -698,4
CURVAS DE POLARIZACION PARA ELECTRODE DE Fe Y Cu DE IGUAL AREA 0 0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
-100 -200
Fe
) V-300 m ( L A I -400 C N E T O-500 P
Cu
Ecorr, I corr
-600 -700 -800
log i ( µA/ cm 2)
Se puede observar que cuando es acoplado dos metales con alta diferencia de potencial, en una solución que actúa como electrolito, se produce la corrosión galvánica, en donde el metal más activo es el que presentara la mayor velocidad de corrosión que para este caso experimental seria el electrodo Fe actuando como ánodo, y el metal más noble se comportará como cátodo, para este caso en donde
los electrodos del hierro y del cobre son de igual área la Icorr es igual a 403 µA/ cm2
SISTEMA N°2 ELECTRODO GRANDE DE Fe Y ELECTRODO PEQUEÑO DE Cu I 0 9,84 32,8 48,5 160 208
log i 0 0,9929951 1,51587384 1,68574174 2,20411998 2,31806333
Fe (mV) -3,74 -367 -358,1 -359,2 -351,9 -349,1
Cu (mV) -68,4 -72,3 -117 -162,1 -319,7 -363,1
CURVAS DE POLARIZACION PARA ELECTRODO GRANDE DE Fe Y ELECTRODO PEQUEÑO DE Cu
0 -50
0
0,5
1
1,5
2
2,5
-100 ) V-150 m ( L -200 A I C N-250 E T O-300 P
Fe (gr) Cu (peq)
-350
Ecorr, I corr
-400 -450 Log i ( µA/ cm 2)
En este sistema se puede observar que la relación de ánodo a cátodo cambio en comparación al sistema 1, en donde se evidencia que la densidad de corriente de corrosión disminuyo, esta caída de densidad de corriente , se debe al efecto del área en la corrosión galvánica, este efecto produce que a mayora área del ánodo y menor área del cátodo, menor será la velocidad de corrosión en el ánodo, puesto que el cátodo disminuye la demanda de carga al ánodo, y de esta manera el ánodo, disminuye la cantidad de transferencia de carga, por ende su velocidad de deterior será menor.
SISTEMA N. 3 ELECTRODO DE GRANDE DE Cu Y ELECTRODO PEQUEÑO DE FE
i 0 11 33 85,9 124,1 214 306 335 391 540 634
logi 0 1,04139269 1,51851394 1,93399316 2,09377178 2,33041377 2,48572143 2,52504481 2,59217676 2,73239376 2,80208926
Fe(mV) -378,4 -376,3 -378,9 -362,2 -361,1 -354,2 -352,3 -348,1 -351,3 -344,2 -338,4
Cu (mV) -160,4 -53,5 -72,2 -112,5 -140,6 -179,1 -223 -224 -286,3 -370,1 -439,3
Para este sistema la relación cátodo-ánodo, también fue cambiada, en donde se acoplo un ánodo pequeño con un cátodo grande, por consiguiente hubo un aumento en la velocidad de corrosión, puesto que al haber un cátodo grande, este por tener mayor área con referencia al ánodo, va a presentarse un aumento en la transferencia de carga, puesto que mas área de este (cátodo), va a demandar mas carga por parte del ánodo, aumentando así la velocidad de disolución del metal, y por consiguiente mayor deterioro del mismo.
CURVAS DE POLARIZACION PARA ELECTRODO DE GRANDE DE Cu Y ELECTRODO PEQUEÑO DE FE 0 -50
0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
-100 -150
) V m-200 ( L A I C -250 N E T -300 O P
Fe(peq) Cu (gr)
-350
Ecorr, I corr
-400 -450 -500
Log i ( µA/ cm 2)
SISTEMA N. 4 ELECTRODO DE PEQUEÑO DE Cu Y ELECTRODO PEQUEÑO DE FE
i 0 11,4 33,1 49,2 67,3 108,4
logi 0,00 1,06 1,52 1,69 1,83 2,04
Fe(mV) -334,5 -348,1 -345,8 -345,1 -348,3 -345,2
Cu (mV) -61,5 -75,1 -119,2 -177,6 -260,7 -556,4
CURVAS DE POLARIZACION PARA ELECTRODE DE Fe Y Cu DE IGUAL AREA (PEQUEÑOS) 0 0,00
1,06
1,52
1,69
1,83
2,04
Fe Cu
-100 ) V-200 m ( L A I -300 C N E T O-400 P
Ecorr, I corr
-500 -600
Log i ( µA/ cm 2)
Finalmente en este sistema, en donde es acoplado dos metales con alta diferencia de potencial, pero con áreas mas pequeñas que en el sistema n. 1 y esta relación de áreas es igual, se presento una disminución en la velocidad de corrosión, este resultado era de esperarse, puesto que si las áreas son menores, menor densidad de corriente se presentara en el ánodo. b) Calcule la velocidad de corrosión en mpy del ánodo en cada celda electroquímica.
Densidad del cobre: 8,96 g/cm 3 Peso atómico del cobre: 63,54 g/mol Densidad del hierro: 7,86 g/cm 3 Peso atómico del hierro: 55,847 g/mol
Donde: =Peso atómico =Densidad cte en µA/cm 2 = Densidad en gr/cm 3
=Número de equivalentes de intercambio “carga”
Sistema N 1: ELECTRODO DE Fe Y Cu DE IGUAL AREA
SISTEMA N 2 ELECTRODO GRANDE DE Fe Y ELECTRODO PEQUEÑO DE Cu
SISTEMA N. 3: ELECTRODO DE GRANDE DE Cu Y ELECTRODO PEQUEÑO DE FE
SISTEMA N. 4: ELECTRODO DE PEQUEÑO DE Cu Y ELECTRODO PEQUEÑO DE FE
c) ¿Cuál será el efecto de cambiar la conductividad de la solución? Uno de los aspectos importantes y determinantes en la corrosión galvánica es la presencia de una solución que tenga conducción eléctrica, que es la encargada de la movilidad iónica en la celda, es decir que esta solución permite el paso de corriente de ánodo a cátodo, teniendo en cuenta que entre más alta sea esta propiedad de conductividad del electrolito, mayor movilidad iónico tendrá la celda , por lo tanto para cambiar la conductividad de la solución, se debe realizar un cambio en la concentración de la misma, alterando así la velocidad con la que reaccionan tanto el electrolito como el electrodo de trabajo; si se altera esta conductividad se puede decir que a medida que su porcentaje aumenta se verá favorecido el transporte de iones, produciendo de esta forma un incremento en la
velocidad de corrosión del metal y el proceso inverso , entonces si la conductividad decrece, también disminuirá la velocidad de corrosión. d) ¿Qué resultados se obtendrían en una solución desaireada? Cuando ponemos en contacto un metal en una solución aireada , según la cinética de corrosión representada con las pendientes de Tafel, podemos decir que la corrosión aumenta cuando se encuentra aireada la solución puesto que la densidad de intercambio del oxigeno es mayor que la densidad de intercambio del hidrógeno y oxida mas al material. por lo tanto cuando tenemos un solución desairada , no se pueda hablar que no ocurre corrosión puesto que si ocurre, pero lo que se puede estimar es que ocurre a menor velocidad a la que tiene el sistema cuando se encuentra bajo el efecto oxidante del oxigeno, por consiguiente se puede decir que la presencia de oxigeno va a tener como resultado un aumento en la disolución del metal, debido a que este se reduce rápidamente en la superficie del metal que actúa como cátodo, se debe tener en cuenta además que el oxigeno tiene la propiedad de combinarse fácilmente con los electrones del cátodo, con lo cual la velocidad de de intercambio de la densidad de corrosión estará limitada por la rapidez con la que éste difunde desde el seno del electrolito a la superficie del metal. Este efecto del oxigeno lo podemos ver en la siguiente gráfica
Efecto de la aireación y desaireación en una celda galvánica. Figura 3. 14 libro Principle of Corrosión Engeneering and Corrosión Control , pág 83
Donde se puede evidenciar que realmente el efecto de una solución aireada conlleva al aumento de la tasa de corrosión del metal. e) ¿Por qué es necesario emplear el probador Lugin para las mediciones en las celdas?
Es necesario el uso del tubo Lugin puesto que el electrolito ejerce una resistencia al paso de la corriente a través de él, produciendo una alta desviación en la toma de datos y por ende estos valores de potencial medidos son completamente alejados de la realidad, es decir son tomas de medida de potencial falsas, es por esto que es necesario el tubo lugin, puesto el disminuye la resistencia o caída óhmica . En el caso de las pilas, el potencial el cual se mide en el proceso de corrosión es el de la interfase metal y la solución, al alejarse el electrodo de la superficie hay una caída óhmica del potencial debido a la resistencia de la solución; al trazar las curvas de polarización, la medición de potencial debe hacerse eliminando toda posible contribución óhmica de la solución. por lo tanto para disminuir la caída óhmica se realiza es midiendo el potencial a un punto cercano a la superficie del electrodo, mediante el tubo lugin, ubicándolo lo más cerca posible del electro sin tocar su superficie , por lo cual se reduce la interferencia en la distribución de corriente sobre la probeta.
CONCLUSIONES
BIBLIOGRAFÍA
Jones, Denys A. Principles and prevention of corrosión, second edition. Prentice Hall.
Zaki Ahmad, Principle of Corrosión Engeneering and Corrosión Control, Elsevier Science & Technology Books
Fonteira M. Greene N. corrosión Engennering. Mc Graw Hill Book Company. Jose Salomon Boha. Ingenieria de corrosión. Instituto Nacional del Acero.
