Elaboración de un puente salino

LABORATORIO DE CORROSIÓN

Práctica número 3: Elaboración de un puente salino y modificación de variables tales como la concentración de ambientes corrosivos.

Calderón Pérez Javier; Valencia Janer; Ramírez Luis; Córdoba Pablo.

[pic 1]

Escuela de ingeniería de materiales

Universidad del valle, Cali, Colombia

Fecha de entrega: 28 septiembre de 2018

RESUMEN.

Se elaboro un puente salino agregando agar a una solución KCl, se montó en una celda galvánica compuesta por dos electrodos de cobre sumergidas en una solución de NaCl al 3,5%, a continuación, se varió la concentración de unos de las semiceldas agregando agua destilada y se registro sus potenciales. Con el mismo puente salino, pero en una solución de sulfato de cobre () se vario la temperatura de uno de los recipientes con el fin de estudiar la variación del potencial en función de la temperatura. En ambos casos se encontró que los electrodos con mayor concentración y temperatura respectivamente actúan como ánodos.[pic 2]

Palabras Claves: Celda galvánica, ánodo, solución, puente salino.

1. INTRODUCCION

El termino corrosión trae consigo connotaciones negativas. Por ello y con mayor razón, se hace necesario el conocimiento de su naturaleza. Tener un buen criterio frente a este fenómeno permite prolongar la durabilidad de los materiales en una variedad de ambientes, algunos más agresivos que otros, (Bernardo Sanchez, Michael Gomez, Sebastián Collazos, 2014).

Existe una clasificación de la corrosión, basada en el tipo de celda que toma parte en las reacciones de corrosión:

• Celdas de electrodos diferenciales
• Celdas de concentración diferencial
• Celdas de temperatura diferencial

Las ultimas, son celdas con electrodos del mismo metal, cada uno de los cuales está a temperatura diferente, sumergidos en un electrolito de la misma composición. De este tipo de celdas se conoce poco y se ha estudiado menos que las otras mencionadas(Bernardo Sanchez, Michael Gomez, Sebastián Collazos, 2014). Adquieren gran importancia y es mas notorio su efecto en sistemas donde se alcanzan grandes gradientes de temperatura.

2. MARCO TEORICO

2.1. Celda Galvánica

Las pilas o celdas galvánicas son dispositivos experimentales que producen corriente eléctrica continua a partir de reacciones de reacciones redox espontaneas, en otras palabras, consiste en el estudio de la conversión de la energía química en energía eléctrica(Huamán, 2012).

¿Cómo funciona una celda galvanica?

Una celda galvánica esta formada por dos semiceldas. Generalmente, una semicelda está formando por un electrodo o lamina de un metal sumergido en una solución salina del mismo metal.

En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en la ella la reducción (Huamán, 2012).

[pic 3]Figura 1. pila de Daniel (Huamán, 2012).

2.2. Puente salino

El puente salino consiste en un tubo de vidrio curvado en forma de U, conteniendo una disolución concentrada de electrolito inerte que no experimenta modificación alguna en el proceso redox (electro activamente inertes). No se mezcla con las disoluciones, permitiendo el tránsito de los iones de una a otra disolución, lo que hace posible el mantenimiento de la neutralidad eléctrica en ambos compartimentos. La sustancia comúnmente usada para la elaboración de puentes salinos es el cloruro de potasio (KCl), debido a que tiene buena comunicación bidireccional (Univalle, n.d.).

el puente salino cumple con las siguientes funciones (Huamán, 2012):

• Permite el contacto eléctrico entre las dos semiceldas.
• Evitan que se mezclen las dos soluciones.
• Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda.

2.3. Celdas de Concentración.

Las celdas de corrosión de concentración pueden ocurrir cuando un metal esta expuesto a un ambiente que contiene varios niveles de electrolitos Fig. 2, ya sea de diferentes sustancias o de la misma sustancia en diferentes cantidades. Por ejemplo, si un electrolito es una solución de sal diluida y el otro una solución salina concentrada se puede formar una celda de concentración. Esta tiene lugar porque uno de los factores que determinan un electrodo es la concentración de electrolito (Roberge, 2008).

2.4. Celdas de temperatura

Mientras que la concentración y las células de oxígeno son responsables de quizás

90 por ciento de la corrosión en suelos y aguas naturales, otras células, como la celda de temperatura mostrada en la Fig. 3, todavía puede ser bastante perjudicial cuando se promueve. En tales células, los dos electrodos son del mismo metal, pero uno se mantiene a una temperatura más alta que el otro por algún medio externo. En la mayoría de los casos, el electrodo en la temperatura más alta se convierte en el ánodo para causar lo que ha sido llamada corrosión termo-galvánica (Roberge, 2008).

[pic 4]Fig 2. Corrosion Cell in Concrete (Roberge, 2008).

[pic 5]Fig 3. Concentration cell resulting from heat differential (Roberge, 2008).

1. Ley de Nernst

Resulta posible medir la diferencia de potencial que se genera entre dos semiceldas, esto mediante la Ley de Nernst. Esta representa la diferencia de potencial a través de una interface en equilibrio (Univalle, n.d.).

Para la reacción: [pic 6]

[pic 7]

[pic 8]

En la ecuación No 2, siendo [A], [B] las concentraciones molares de los reactivos, [C], [D] la de los productos y la temperatura es 25°C se obtiene la ecuación de nernst en su forma estandarizada.

[pic 9]

E, potencial corregido del electrodo.

 potencial estándar.[pic 10]

R, la constante de los gases.

n, los electrones que participan en la reacción.

T, temperatura (°K).

F, constantes de Faraday.

Esta ecuación nos indica que la diferencia de potencial de equilibrio varia linealmente con el logaritmo de la relación entre las concentraciones, además de la temperatura. Para que el acero sufra corrosión apreciable en aguas neutras es necesaria la presencia de oxígeno, por tanto, la velocidad de corrosión está afectada por la concentración del mismo, ya sea porque se acelere al reducirse el oxígeno o bien decrezca por la formación de películas de óxido pasivantes en el metal. En soluciones ácidas ocurre reducción de hidrogeno aumentando la velocidad de corrosión a medida que aumenta la concentración del ácido, pero esta velocidad llega a un máximo y luego decrece, debido a fenómenos de movilidad y capacidad de disociación de las especies presentes. En la mayoría de los casos la temperatura aumenta la velocidad en las reacciones, por tanto, es de esperar que un incremento en la temperatura aumente la velocidad de corrosión (Univalle, n.d.).

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