1. INTRODUCCIÓN.La corrosión puede definirse como la destrucción de un material por interacción

química, electroquímica o metalurgia entre el medio y el material. Generalmente es lento, pero de carácter persistente. En algunos ejemplos, los productos de la corrosión existen como una película delgada adherente que solo mancha o empaña el metal y puede actuar como un retardador para alterar la acción corrosiva, En otros casos, los productos de la corrosión son de carácter voluminoso y poroso, sin ofrecer ninguna protección. (3) Reacción de oxidación. La reacción de oxidación mediante la cual los metales forman

iones que se transforman en una solución acuosa se denomina reacción anódica, y las regiones locales sobre la superficie metálica donde ocurre la reacción de oxidación reciben el nombre de ánodos locales. En la reacción anódica se producen electrones que permanecen en el metal, y los átomos metálicos forman cationes (por ejemplo, Zn Zn2+¿¿ + 2e−¿¿).

Reacción de reducción. La reacción de reducción en la que un metal o no metal se reduce en la carga de valencia se conoce como reacción catódica. Las regiones locales sobre la superficie metálica donde los iones metálicos o los iones no metálicos se reducen en carga de valencia reciben el nombre de cátodos locales. En la reacción catódica hay un consumo de electrones.

Reacción de corrosión electroquímica. implican reacciones de oxidación que producen electrones y reacciones de reducción que los consumen. Las reacciones tanto de oxidación como de reducción deben ocurrir al mismo tiempo y a la misma velocidad total para evitar la acumulación de carga eléctrica en el metal(1)

Uno de los factores más importantes que influyen en la corrosión es la diferencia en potencial eléctrico de metales no similares cuando están acoplados conjuntamente y sumergidos en un electrolito. Este potencial se debe a las naturalezas químicas de las regiones anódica y catódica. Alguna indicación de cuales metales pueden ser anódicos en comparación con el hidrogeno está dada por la serie estándar de fuerza electromotriz. La celda estándar de hidrogeno se asigna con un valor de cero y el potencial desarrollado por media celda del metal en cuestión acoplado a media celda estándar se compara con la de la celda de hidrogeno.

Muchos métodos se emplean industrialmente para evitar la corrosión, mediante la selección de la aleación y estructura propias o por medio de protección de la superficie de un material dado. Los métodos más importantes son: Utilización de metales de alto grado de pureza Empleo de adiciones de aleación Utilización de tratamientos térmicos especiales Diseño adecuado Protección catódica Empleo de inhibidores Revestimientos superficiales

Tipos de corrosión Corrosión intergranular es un ataque corrosivo localizado en y/o adyacente a las

fronteras de grano de una aleación. En condiciones comunes si un metal se corroe de manera uniforme, las fronteras de grano sólo serán un poco más reactivas que la matriz. Sin embargo, en otras condiciones, las regiones de la frontera de grano pueden ser muy reactivas, y causar corrosión intergranular que provoca la pérdida de resistencia de la aleación inclusive la desintegración en las fronteras de grano.

La corrosión preferencial de una de las componentes puede ocurrir aun en aleaciones unifásicas de solución sólida.

La corrosión galvánica ocurre en la interfaz donde dos metales están en contacto en un medio de corrosión.

La corrosión por grietas es una forma de corrosión electroquímica localizada que puede ocurrir en las grietas y bajo superficies recubiertas donde sea posible que existan

soluciones estancadas. La corrosión por grietas es importante para la ingeniería cuando

ocurre bajo las juntas, remaches y pernos, entre discos y asientos de válvulas, bajo

depósitos porosos, así como en muchas otras situaciones similares. La corrosión por

grietas se presenta en muchos sistemas de aleaciones tales como acero inoxidable y titanio, aleaciones de aluminio y cobre. Para que la corrosión por grietas ocurra, la grieta debe ser lo bastante ancha para que entre un líquido, pero lo suficientemente estrecha para mantenerlo estancado. Por tanto, la corrosión por grietas suele ocurrir en donde haya una abertura de unos cuantos micrómetros (mcm) o menos de ancho. Las juntas fibrosas que pueden actuar como mechas para absorber una solución electrolítica y mantenerla en contacto con la superficie metálica forman lugares ideales para la corrosión por grietas.

2. OBJETIVOS.

2.1 Objetivo Generales. Comprender la corrosión como un proceso de degradación químico, físico y eléctrico

que interviene en los materiales especialmente para los metales, las variables que lo producen y los métodos para inhibir o retrasar tal fenómeno, además del comportamiento según el medio ambiente en que forman o formaran parte .

2.2 Objetivos Específicos. Comprobar la existencia de una diferencia de potencial entre dos metales disimiles

sumergidos en el mismo electrolito. Estudiar el fenómeno de polarización midiendo la variación de potencial en cada

electrodo de una pila cuando a través de ellos circula corriente. Indagar sobre el efecto que produce un medio tranquilo o agitado en el medio de

corrosión. Identificar la influencia del área catódica en la corrosión galvánica. Confirmar mediante el estudio de las reacciones electroquímicas llevada a cabo durante

la reacción de corrosión la existencia de ánodos y cátodos Verificar a través aeración diferencial la presencia de celdas de corrosión.

3. LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS.

3.1 Lista de Materiales. Placas de diferentes metales de iguales dimensiones. Tres placas de cobre de diferentes aéreas. Placas concéntricas de cobre. Placa de acero.

Clavos y alambres de acero, aluminio y cobre. Soluciones de sulfato de cobre en concentraciones de 10, 1.0, 0.1, 0.01, 0.001%. Solución de Agar-agar Soluciones indicadoras de H+ y OH-, fenolftaleína y ferrocianuro de potasio. Solución de agua marina al 3%. Ácido sulfúrico al 2%. Solución de sulfato de cobre al 10%.

3.2 Equipos. Galvanómetro. Rango (0,06-300) V, (0,003-7,5)mA Pinzas. Vaso precipitado. Vaso poroso. Cubas de vidrios. Plancha de calentamiento. Lupa. Linterna de celular.

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

4.1 Actividad 1. Corrosión galvánica y serie electromotriz. Introducir parcialmente dos láminas metálicas de la diferente naturaleza y de la misma

área en una cuba con solución de agua marina al 3%, Conectar las láminas mediante cables a un galvanómetro. Cerrar el circuito en el galvanómetro. Identificar cual de ambos metales es el cátodo y ánodo. Medir y anotar la intensidad de corriente. Medir y anotar la diferencia de potencial. Realizar los pasos anteriores para cada posible combinación de metales de diferente

naturaleza. Calcular la velocidad de corrosión para cada par metálico con los valores obtenidos. Establecer la serie electromotriz de acuerdo al experimento.

4.2 Actividad 2. Estudio del fenómeno de polarización. Introducir parcialmente dos láminas metálicas de la diferente naturaleza en una cuba con

una solución de agua marina al 3%. Conectar las láminas mediante cables a un galvanómetro. Cerrar el circuito en el galvanómetro. Identificar cual de ambos es el ánodo y el cátodo. Medir los cambios en la intensidad de corriente cada 20 segundo hasta completar un

minuto y anotar los valores. Medir los cambios en la diferencia de potencial cada 20 segundos hasta completar un

minuto y anotar los valores. Graficar ∆V vs. t, I vs. t.

4.3 Actividad 3. Estudio del efecto de polarización.

Introducir parcialmente dos láminas metálicas de la diferente naturaleza en una cuba con una solución de agua marina al 3%.

Conectar las láminas mediante cables a un galvanómetro. Cerrar el circuito en el galvanómetro. Identificar cuál de los dos metales es el cátodo y ánodo. Agitar el agua que está cerca del cátodo. Medir el pico en la intensidad de corriente Medir el pico en la diferencia de potencial Observa la formación de la película de hidrogeno molecular sobre el cátodo.

4.4 Actividad 4. Influencia del área catódica en la corrosión galvánica.

Introducir dos láminas de cobre de diferentes área en una cuba con una solución de agua marina al 3%, se coloca la lámina de mayor área y una de menor área.

Conectar las láminas mediante cables a un galvanómetro. Cerrar el circuito en el galvanómetro. Medir y anotar los cambios en la intensidad de corriente cada 20 segundos hasta

completar dos minutos. Medir y anotar los cambios en la diferencia de potencial cada 20 segundos hasta

completar dos minutos. Cambiar la lámina de cobre de menor área, por otra lámina de cobre de área aún más

pequeña. Repetir los pasos de medición con la nueva área pequeña y la grande que se mantuvo. Graficar I vs t y ∆V vs t para cada par.

4.5 Actividad 5. Demostración de la existencia de ánodos y cátodos.

En un vaso precipitado. preparar agua salina al 3%, agregar 1mL de ferrocianuro de potasio al 5% y unas gotas de fenolftaleína al 1%.

Agregar Agar-agar. Calentar sobre la plancha de calentamiento hasta lograr una completa disolución y llegar

al punto de ebullición. Agregar la solución en un vidrio de reloj. Preparar muestras de clavos y/o alambres de acero, de aluminio, de cobre, etc. Observar

el estado inicial de las muestras, características, etc. Anotar las observaciones. Colocar en el vidrio de reloj las muestras ya evaluadas. Verter sobre las muestras en el vidrio de reloj la solución preparada de Agar-agar,

fenolftaleína y ferrocianuro de potasio. Dejar enfriar por unas 24 horas. Transcurrido el tiempo, tomar las observaciones respectivas y dibujar lo observado.

4.6 Actividad 6. Demostración de la existencia de celdas de corrosión por aeración diferencial.

Limpiar una superficie de acero, dejándola libre de residuos de óxido y grasa. Agregar unas gotas de solución salina al 3% conteniendo ferrocianuro de potasio y

fenolftaleína. La gota debe alcanzar aproximadamente 10mm de diámetro.

Esperar varios minutos, haciendo un seguimiento de inspección. Observar los cambios que ocurren en la gota y la superficie de la placa. Evitar mover o agitar la placa. Utilizar una lupa y linterna para observar los cambios.

4.7 Actividad 7. Celdas de concentración.

Ubicar las piezas concéntricas de cobre. Colocar la pieza de cobre interna dentro del vaso poroso. Agregar la solución de sulfato de cobre al 10%. Colocar el conjunto dentro de un vaso de precipitado. Colocar la segunda pieza concéntrica de cobre rodeando al vaso poroso y dentro del vaso

de precipitado. Agregar la solución de sulfato de cobre al 1%. Cerrar el circuito con el galvanómetro. Identificar cátodo y ánodo. Tomar los cambios de I y ∆V en función al tiempo cada 10 segundos hasta completar un

minuto. Abrir el circuito eléctrico. Cuidadosamente cambiar la solución de sulfato de cobre al 1% por la solución de sulfato de

cobre al 0.1%. Repita los pasos anteriores con la nueva solución Sustituir la solución de sulfato de cobre al 0.1% por la solución al 0.01%. Repetir nuevamente los pasos con la nueva solucion Grafique I vs (Co/Ci) y ∆E vs (Co/Ci), donde Co corresponde a la concentración de la

solución de sulfato de cobre fija.

5. RESULTADOS OBTENIDOS.

5.1 Actividad 1. Corrosión galvánica y serie electromotriz.

Tabla 1. Comparación de metales de diferentes naturalezas.

Placas metálicas Cátodo ∆V (V) I (mA)

Hierro - Cobre Cobre 0,26 14

Hierro – Aluminio Hierro 0,2 3

Hierro – Zinc Hierro 0,5 43

Aluminio – Cobre Cobre 0,28 3

Aluminio - Zinc Aluminio 0,38 6

Cobre - Zinc Cobre 0,68 8

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.80

5

10

15

20

25

30

35

40

45

50

Hierro - CobreHierro – AluminioHierro – ZincAluminio – CobreCobre - ZincAluminio - Zinc

∆V (V)

I (m

A)

Figura 1. Gráfica ∆V vs I, para diferentes pares de metales.

Para calcular la velocidad de corrosión, se hace uso de la siguiente fórmula

Vc=

PatómicoValencia

∗Imax

F (1)

Dónde:Patomico y Valencia se toman la mayor del ánodo.F: 96500Coulumb/molSe tomará como ejemplo de cálculo el Hierro- CobreValencia del hierro: 3Peso atómico del hierro: 55,847g/mol

Vc=

55,847 g/mol3

∗14mA

96500C /mol

Vc=2,7007 x10−7g /s

Tabla 2. Velocidades de corrosión para el ánodo de cada par de metales.

Placas metálicas Ánodo I (mA) ValenciaPatómico (g/mol)

Velocidad de corrosión (g/s)

Hierro - Cobre Hierro 14 3 55,847 2,7007 x10−6

Hierro – Aluminio Aluminio 3 3 26,9815 2,7960 x10−8

Hierro – Zinc Zinc 43 2 65,37 1,4564 x 10−5

Aluminio – Cobre Aluminio 3 3 26,9815 2,7960 x10−7

Aluminio - Zinc Zinc 6 2 65,37 2,0322 x10−6

Cobre - Zinc Zinc 8 2 65,37 2,7096 x10−6

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.80

5

10

15

20

25

30

35

40

45

50

Hierro - CobreHierro – AluminioHierro – ZincAluminio – CobreCobre - ZincAluminio - Zinc

∆V (V)

I (m

A)

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.80

0.000002

0.000004

0.000006

0.000008

0.00001

0.000012

0.000014

0.000016

Hierro-CobreHierro-AluminioHierro-ZincAluminio-ZincCobre-ZincCobre-Aluminio

∆V (V)

Velo

cidad

de

corr

osió

n (g

/s)

Figura 2. Gráfica de serie electromotriz.

5.2 Actividad 2. Estudio del fenómeno de polarización.

Tabla 3. Fenómeno de polarización para Cobre-Aluminio

Tiempo (s) 0 20 40 60

∆V (V) 0,48 0,44 0,44 0,42

I (mA) 14 10 9 8

Figura 3. Gráfica del fenómeno de polarización

5.3 Actividad 3. Estudio del efecto de polarización.

Tabla 4. Efecto de la polarización para Cobre-Aluminio.

∆V (V) 0,48

0 10 20 30 40 50 60 700

2

4

6

8

10

12

14

16

∆V (V)I (mA)

tiempo (s)

I (mA) 20

5.4 Actividad 4. Influencia del área catódica en la corrosión galvánica.

Tabla 5. Influencia del área catódica.

CobreTiempo

(s)0 20 40 60 80 100 120

1 y 2∆V (mV) 3,2 1,6 0,8 0,8 0,8 0,8 0,8I (mA) 0,4 0,08 0,04 0,04 0,04 0,04 0,04

1 y 3∆V (mV) 4,8 2,4 1,6 0,8 0,8 0,8 0,8I (mA) 0,2 0,04 0,04 0,04 0,04 0,04 0,04

Figura 4. Gráfica influencia del área catódica.

5.5 Actividad 5. Demostración de la existencia de ánodos y cátodos.

Figura 5.Muestras sobre el lente de vidrio.

5.6 Actividad 6. Demostración de la existencia de celdas de corrosión por areación diferencial.

0 20 40 60 80 100 120 1400

1

2

3

4

5

6

1 y 2 V1 y 2 I1 y 3 V1 y 3 I

tiempo (s)

5.7 Actividad 7. Celdas de concentración.

6. ANÁLISIS DE RESULTADOS.

6.1 Actividad 1. Corrosión galvánica y serie electromotriz.

6.2 Actividad 2. Estudio del fenómeno de polarización.

Es posible observar como a través del tiempo, tanto como la corriente y la diferencia de potencial entre ambos metales empieza a decaer, debido a que

6.3 Actividad 3. Estudio del efecto de polarización.

Se puede observar cómo se alcanza un incremento considerable en la corriente que circula, debido a la agitación del agua cerca del cátodo, esto se debe a que se genera una aceleración en el proceso de corrosión y la corriente tiende a circular más rápido por esta

6.4 Actividad 4. Influencia del área catódica en la corrosión galvánica.

6.5 Actividad 5. Demostración de la existencia de ánodos y cátodos.Las tres piezas al entrar en contacto y con las soluciones aplicadas, comienza a

generarse un color azul y rosa, el azul debido al ferrocianuro de potasio al 5% y la rosada debido a la fenolftaleína. Esto genera reacciones en las piezas que están en contacto y muestran cuales actúan como cátodo y cuales actúan como ánodos. El color rosado significa que el material es cátodo y el color azul que es ánodo. Como puede observarse en la figura 5, el cobre se comporta como cátodo en todo momento. El clavo de hierro se torna azul en contacto con el cobre y rosa en contacto con el aluminio, por lo que se comporta como ánodo con el cobre y cátodo con el aluminio. Y por último el aluminio siempre se comporta como ánodo.

6.6 Actividad 6. Demostración de la existencia de celdas de corrosión por aeración diferencial.

Es posible observar como un mismo material puede comportarse como cátodo y ánodo al mismo tiempo, dependiendo de la reacción química que ocurra en este. Al aplicarse la fenolftaleína, el líquido comienza a tornarse en un color verde, y al aplicarse el ferrocianuro sobre la fenolftaleína empieza a generarse una distorsión de color sobre la gota, donde más hacia los extremos tiende a tornarse verde y el centro se mantiene azul y en mayo cantidad. Esto se debe a que siempre las superficies más externas tienden a oxidarse a mayor velocidad.

6.7 Actividad 7. Celdas de concentración.

7. CONCLUSIONES.

Los tratamientos térmicos pueden afectar las microestructura de los materiales. Algunos tratamientos térmicos en vez de incrementar su dureza u otras propiedades,

buscan restaurar el material a su estado original.

Una mayor velocidad de enfriamiento causa que el material resultante adquiera una dureza mayor.

En ocasiones no es posible distinguir los microconstituyentes ya que se encuentran combinado en ciertas regiones.

8. BIBLIOGRAFÍA.[1] William F. Smith y Javas Hashemi (2006) “Fundamentos de la ciencia e ingeniería de

materiales”. Mc Graw Hill. 4ta edición. Capítulo 15 p.34-40.

[2] Donald R. Askeland (1998) “Ciencia e Ingeniería de los materiales”. International THOMSON. 3a edición. Capítulo 22 p. 698-712

[3] Sydney H. Avner (1998) “Introducción a la metalurgia física”. McGRAW-HILL. 2da edición. Capítulo 15 p.252-259.