Problemas de corrosión resueltos
DETERIORO DE LOS MATERIALES (I)
2+ Suponga que se disuelve 1 g de cobre como Cu en 1000 g de agua para producir 1. Suponga
un electrolito. Calcule el potencial de electrodo de la semicelda de Cu. Datos: Masa atómica del Cu: 63.4 g/mol. Potencia de electrodo electrodo estandart estandart del Cu: Eo=+0.34 V.
Solución: Como tenemos que calcular el potencial de electrodo, para ello vamos a utilizar la ecuación de Nerst: E=E0+
0,0592 n
log(Cion)
En la ecuación tenemos todos los términos, menos la concentración del ión(Ción), que la calculamos de la siguiente manera: Ción=
g disueltos P atómica
;
Ción=
1 g 63,4 g mol
= 0,0157 mol
Una vez sacado la concentración molar del ión, nos queda averiguar el término n, que es la valencia del ión metálico, que la obtenemos de la formulación del principio(Cu2+), por la tanto es 2: Sustituimos en la ecuación de Nerst, para calcular el potencial de electrodo: E=0,34V+
0,0592 log(0,0157); 2
E= 0,29V
2. Diseñe un proceso para electrodeposita electrodepositarr una capa de cobre de 0.1 cm de espesor sobre la superficie de un cátodo de 1x1 cm.
Solución: Teniendo la Cu 8.96
g cm3
, y la Cte de Faraday, F=96500 C:
Deducimos n de: Cu 2 2e Cu
n=2
Obtenemos el peso a depositar: A 1cm 2
V 0.1cm3 Peso( w) 8.96
g cm
3
0.1cm 3 0.896 g
Usando la ecuación de Faraday de velocidad de corrosión o electrodepósito w
ItnF
wnF
M
M
; It
0.896 g 2 96500C 2722 A s 63.54 g / Mol
En función de la intensidad que usemos el tiempo de electrodeposición será mayor o menor 3. Un recipiente de hierro cuya base es de 10 x 10 cm está lleno hasta una altura de 20 cm de líquido corrosivo. Se produce una corriente por medio de una celda electrolítica y, después de cuatro semanas, el recipiente ha reducido su peso en 70 g. Calcule: (a) la corriente y (b) la densidad de corriente involucrada en la corrosión del hierro.
Solución: Apartado A)
Para calcular la corriente involucrada en la corrosión del metalds (intensidad) utilizaremos la ecuación de Faraday: W
donde:
I t M n F
W : Cantidad de material eliminada por la corrosión. I : Corriente que circula de cátodo a ánodo. M : Masa en moles del metal que se corroe. n : Nº de valencia del metal que se corroe. t : Tiempo sometido a la corrosión. F : Constante de Faraday.
Despejamos nuestra incógnita (I) de dicha ecuación, y nos quedaría lo siguiente: I
W n F t
(1)
de donde conocemos: F 96500C ; M Fe 55.847 g mol ; n 2 ( Fe 2 ) ; W 70 g ; t 4 semanas
lo único que debemos hacer es pasar t al sistema internacional de unidades: 7dias 24horas 3600 seg 6 2.42 10 seg 1 semanas 1dias 1horas
t 4 semanas
Y ya podemos sustituir todos los datos en la ecuación (1) para calcular la corriente: I
70 g 2 96500 C 0.1 A 2.42 10 6 seg 55.847 g mol
Apartado B)
Sabemos que la densidad de corriente es igual al cociente entre la intensidad de dicha corriente y la superficie que la recorre: i
I A
(2)
Lo único que nos falta por conocer en esta ecuación es la superficie (área) que podemos calcular con los datos geométricos de la pieza que nos proporciona el enunciado del problema. Debemos calcular la superficie de los lados y del fondo, ya que son las partes que están sumergidas en el líquido corrosivo: A L 10cm 20cm 200cm 2 A F 10cm 10cm 100cm 2
Por tanto el área total sumergida será: AT A F 4 ( A L ) Observación: habrá que multiplicar 4 por AL ya que son 4 los lados sumergidos, y el AL
calculado corresponde a la superficie de un sólo lado.
AT 100cm 2 4200cm 2 900cm 2
Ahora ya podemos sustituir en la ecuación (2) para obtener el resultado final: i
0.1 A 1.11 10 4 A cm 2 2 900 cm
Suponga que en una celda por corrosión corrosión compuesta compuesta de cobre cobre y zinc, la densidad de de 4. Suponga 2
corriente en el cátodo de cobre es de 0.05 A/cm . El área tanto de los electrodos electrodos de 2
cobre como del de zinc es de 100 cm . Calcule (a) la corriente corriente de corrosión, corrosión, (b) la densidad de corriente en el ánodo de zinc y (c) la pérdida de zinc por hora.
Solución:
La corriente de corrosión es:
I i cu Acu 0.05 A / cm 2 100cm 2 5 A
La corriente en la celda es la misma en cualquier parte. Por tanto:
i Zn
I A Zn
5 A 0.05 A / cm 2 2 100cm
La masa atómica del zinc es 65.38 g/mol. De la ecuación de Faraday tenemos que:
w perdida .de. zinc
ItM nF
5 A 3600 s / h 65.38 g / mol 6.1 g / h 2mol 96500 As
5. Considere un par de corrosión cobre-zinc. Si la densidad de corriente en el cátodo 2
de cobre es de 0.05 A/cm , calcule la pérdida en peso de zinc por hora si (a) el área 2
2
catódica de cobre es de 100 cm y el área anódica del zinc es de 1 cm ; (b) el área 2
2
catódica del cobre es de 1 cm y el área anódica del zinc es de 100 cm .
Solución: Para interpretar correctamente los resultados de este problema, tendremos en cuenta que podemos reducir, e incluso evitar la corrosión si s i el área del ánodo es mucho mayor que la del cátodo a) Para el área anódica pequeña de zinc: I= iCu ACu= (0.05 A/cm2)(100 cm2) = 5 A W Zn
ItM nF
5 3600 65.38 6.1 g / h 2 96.500
b) Para el área anódica grande del zinc: I= iCu ACu= (0.05 A/cm2)(1 cm2) = 0.05 A
W Zn
ItM nF
0.05 3600 65.38 0.061 g / h 2 96.500
La proporción de corrosión del zinc se reduce de manera significativa cuando el ánodo de zinc es mucho mayor que el cátodo. 6. La mitad de una pila electroquímica electroquímica consiste en un electrodo de níquel puro en 2+
una disolución de iones Ni ; la otra mitad es un electrodo de cadmio sumergido en 2+
una disolución de Cd .
(a) Si la pila es estandar, estandar, escriba la reacción total
espontánea y calcule el voltaje generado. (Dato: los potenciales de electrodo del cadmio y del níquel son -0.403 y -0.250 V respectivamente). (b) Calcule el potencial 2+
de la pila a 25ºC si las concentraciones de Cd
2+
y Ni son 0.5 y 10
-3
M
respectivamente. ¿Es el sentido de la reacción espontánea el mismo que el de la pila estándar?
Solución: a ) Nota: La pila es estándar cuando las concentraciones de iones son son 1 M en los dos electrodos.
Cadmio = Ánodo Níquel = Cátodo Vt (tensión total) = V ánodo - V cátodo = -0.403 V - (-0.250 V) = -0.153 V; sale negativo indicando que efectivamente tal y como está escrita escrita debajo, la reacción es espontánea
Cd Ni
2+ Cd + 2+ Ni
2e-
+ 2e-
Cd + Ni2+ Ni + Cd2+
b) Concentraciones
Cd2+ 0.5 M Ni2+0.001 M
Usando la ecuación de Nerst:
Sustituimos datos: n: valencia = 2 porque se intercambian 2 electrones
Cion = Concentración
A pesar de que con la variación de la concentración de iones se modifican los potenciales de los dos electrodos, en este caso, el Cd sigue siendo anódico frente al Ni (el Cd tiene un potencial más negativo que el de Ni) y el sentido de la reacción espontánea sigue siendo el mismo que en la pila estándar.
