Corrosión.

UNIVERSIDAD DE CARABOBO.

FACULTAD DE INGENIERÍA.

ESCUELA DE INGENIERÍA MECÁNICA.

DEPARTAMENTO DE MATERIALES Y PROCESOS DE FABRICACIÓN.

LABORATORIO DE MATERIALES.

Práctica No.: 12

Título de la práctica: Corrosión.

Nombre y apellido: Joan Cedeño

Cédula de identidad: 24327263

Grupo: 1

Profesor: Maribel Hernández.

Preparador: Rafael Barrios.

11 de Marzo del 2015

1. INTRODUCCIÓN.

El efecto de la corrosión electroquímica, esto implica la degradación de los materiales en el medio ambiente donde se desempeñan. Esto es un problema mundial de grandes proporciones las cuales pueden ser cuantificados y minimizados los costos por perdidas de este fenómeno. En este sentido este fenómeno que conduce a la perdida de propiedades criticas que experimenta un material al ser expuesto en el medio ambiente donde desempeña su servicio, como constituyente de un componente.

La corrosión puede separarse en dos grupos importantes: La corrosión seca se realiza en ausencia del agua liquida y por tanto se realiza a temperaturas por encima de la evaporación del agua. La corrosión húmeda a temperaturas entre los 0°C- 100°C, cuando el agua se presenta en estado liquido.

La corrosión electroquímica ocurre cuando los átomos del metal pierden electrones (reacción de oxidación) en un medio acuoso y la corrosión acuosa implica el intercambio o flujo de electrones entre las dos reacciones; debido a que los electrones solo se conducen a través del metal y no de la solución, esto conduce a una corriente eléctrica que a su vez produce un campo eléctrico.

La velocidad del proceso corrosivo esta expresada en la tasa de flujo de electrones es decir la densidad de corriente y el equilibrio en el sistema esta controlado por la concentración de iones metálicos, nivel de electrones en el metal, temperatura, etc. Se pueden definir parámetros importantes para el estudio de corrosión, entre estos están: la densidad de corriente de equilibrio, donde se encuentra la presencia de dos reacciones (catódica y anódica); lo cual implica que la velocidad a la que ocurre una tiene que ser igual a la otra.

La clasificación de las reacciones electroquímicas, vienen dadas de la siguiente manera: Las reacciones donde el cátodo y al ánodo son inseparables, estas son muy comunes y ocurre cuando un metal esta sumergido en un medio corrosivo. Las reacciones electroquímicas donde el cátodo y ánodo están separados, que dan orígenes a las celdas o pilas de corrosión y de acuerdo a su configuración se clasifican en: Pila de concentración, donde la corrosión y la corriente eléctrica asociada se deben a diferencias en la concentración de iones y el principio es la intención de equilibrar la concentración de iones en ambos lados del conjunto de la pila. Pila Galvánica, es cuando la pila se construye con materiales diferentes, rodeados por igual concentración de iones en solución acuosa, la fuerza electromotriz genera tendencia de cada metal a ionizarse, por lo tanto un barra va a tener mas flujo de electrones que la otra.

La velocidad de corrosión de una reacción anódica es responsable de la perdida de metal; la cual viene expresada por la densidad de corriente.

A nivel microestructural, muchos metales contienen muchas fases, cada una de ellas contiene diferentes fuerzas electromotrices, y por tanto pueden ser atacadas por corrosión electroquímica.

En general las zonas de mayores niveles de deformación actúan como zonas anódicas. Macroscópicamente presentan grietas y cavidades, ofrecen un comportamiento anódico porque mantienen oxigeno atrapado.

El mejor método para proteger a los metales de la corrosión es la selección correcta de los mismos, en función al medio al cual va a ser expuesto, además de cuidar el método de procesamiento y el diseño a utilizar. La efectividad de la protección dependerá de la calidad de la aplicación y de los métodos para inhibir la corrosión, los cuales se logran a través del recubrimiento de la capa metálica con un material que lo aislé del medio corrosivo. Otra vía es contrarrestar el potencial eléctrico generado por la corrosión con un potencial eléctrico externo o corriente impresa.

2. OBJETIVOS.

Objetivo General:

Diferenciar las diferentes propiedades y comportamiento de ciertos materiales tras ser sometidos a diferentes procesos de corrosion.

Objetivos Específicos:

Diferenciar entre dos materiales cual es el cátodo y cual es el ánodo.

Calcular la velocidad de corrosión para cada reacción anódica.

Estudiar el fenómeno de la polarización en el cátodo en el transcurrir del tiempo.

Estudiar el fenómeno de la depolarización e indicar que sucede durante la agitación y después de esta.

Graficar la influencia del área catódica, cada 20 segundos por 2 minutos.

Demostrar la existencia de ánodos y cátodos.

Diferenciar el significado de los colores de las reacciones (cátodo y ánodo), mediante la corrosión por aeración diferencial.

Graficar los valores de ΔE Vs. Co/Ci y I Vs. Co/Ci.

3. LISTA DE MATERIALES Y EQUIPOS.

Materiales:

Solución NaCl al 3% + Agar Agar al 1%.

Solución de C6N6FeK4 (Ferrocianuro de potasio) al 5%.

Fenolftaleína al 1%

Clavos de hierro, alambres de aluminio y cobre.

Placas de zinc, aluminio, cobre, hierro de tamaño grande.

Dos placas de cobre de tamaños mediano y pequeño.

Pinzas.

Tubos de vidrio.

Cuba

Vaso poroso.

Vidrio de reloj.

Equipos:

Plancha de calentamiento. Marca; Corning, modelo PC-320.

Cilindro graduado Marcar: Pobel. Apreciación; 0,1. In : 20ºC

Pipeta reusable. Marca Corning. No: 97085. 2 in 1/100. TD: 20ºC

Beaker. Marca: Pírex. 400ml. No: 1000

Galvanómetro HIB.

4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

4.1 Actividad 1. Corrosión galvánica y serie galvánica.

Introducir dos láminas metálicas de la diferente naturaleza y de la misma área en una cuba con una solución de agua marina al 3%,

Conectar las láminas con el uso de cables a un galvanómetro.

Cerrar el circuito en el galvanómetro.

Identificar el metal cátodo y ánodo.

Medir la intensidad de corriente instantánea y anote el valor.

Medir la diferencia de potencial instantánea anote el valor.

Intercambiar el par metálico por otras láminas de diferentes naturalezas.

Calcular la velocidad de corrosión para cada par metálico con la intensidad instantánea.

Establecer la serie galvánica de acuerdo al experimento.

Comparar la serie galvánica con la serie reportada en la literatura.

4.2 Actividad 2. Estudio del fenómeno de polarización.

Introducir en una cuba con una solución de agua marina al 3% láminas de aluminio y cobre la misma área.

Conectar las láminas con el uso de cables a un galvanómetro.

Cerrar el circuito en el galvanómetro.

Identificar el ánodo y el cátodo.

Observar los cambios en el medio de corrosión.

Medir los cambios en la intensidad de corriente en el tiempo (cada 20 segundos hasta completar un minuto) y anotar los valores.

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

Anotar los valores y graficar ΔE vs. T, I vs. T.

Determinar efectos generados en cada una de las placas metálicas en la corrosión.

4.3 Actividad 3. Estudio del efecto de de-polarización.

Introducir en una cuba con una solución de agua marina al 3% laminas de aluminio y cobre con la misma área.

Conectar las láminas a un galvanómetro.

Cerrar el circuito en el galvanómetro e identificar cátodo y ánodo.

Observar los cambios en la intensidad de corriente instantáneo, los cambios en la diferencia de potencial instantáneo y anotar los valores.

Observar la formación de la película de hidrogeno molecular sobre el cátodo.

Agitar suavemente el cátodo o el medio acuoso y observar los cambios en la intensidad de corriente y la diferencia de potencial durante la agitación y una vez culminada la agitación.

Determinar los efectos en un medio de corrosión cuando el medio está tranquilo o agitado.

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

Identificar las tres placas de cobre con las cuales realizara el experimento y medir el área de cada una.

Introducir en una cuba con una solución de agua marina al 3%, una lámina de aluminio y otra de cobre (la del área A1).

Conectar las láminas al galvanómetro y cerrar el circuito.

Medir los cambios en la intensidad de corriente y la diferencia de potencial instantáneos y en el tiempo (cada 20 segundos hasta completar dos minutos) y anotar los valores.

Cambiar la lámina de cobre por la del área A2 y subsecuentemente la del área A3 y repetir los pasos 2, 3, 4,5 y 6 para cada una.

Graficar Imax vs. T y Vmax vs. T para cada área.

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

Verter en un vaso precipitado

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