Informe de Laboratorio Corrosion 2

UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER INFORME DE LABORATORIO # 2. CORROSION Y SU CONTROL 15 DE JUNIO DE 2011 ________________________________________________________________________________

MEDICIÓN DE VELOCIDADES DE CORROSIÓN LIZETH XIMENA FLÓREZ DELGADO 1, LIBARDO ANIBAL DUARTE BECERRA 2 UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE S ANTANDER JAVIER ENRIQUE GOMEZ RAMIREZ 3

RESUMEN Esta práctica de laboratorio tuvo como fin evaluar las velocidades de corrosión por medio de los métodos gravimétrico y electroquímico. Con este fin se usaron piezas de hierro, las cuales fueron sumergidas en diferentes probetas con soluciones acuosas de ácido clorhídrico HCl y cloruro de sodio NaCl. Mediante los métodos anteriormente mencionados se calcularon las velocidades de corrosión de cadauna de las probetas en unidades de milésimas de pulgada de penetración por año (MPY) y mg por decímetro cuadrado por día (MDD); para ello, se tuvieron en cuenta diversos parámetros como el tiempo y el área de exposición del electrodo, la densidad del mismo, la pérdida de peso debida a la formación de productos de corrosión y el equivalente electroquímico del electrodo; así mismo, mediante el método electroquímico, se evaluó gráficamente la variación de la densidad de corriente (i) en función del tiempo, para lo cual fue necesario tomar lecturas periódicas de la corriente con la ayuda de un amperímetro.

Palabras Clave: velocidad de corrosión, electrodo de trabajo, electrodo de referencia, método gravimétrico y electroquímico, mdd, mpy. OBJETIVOS: General: . Específicos:

INTRODUCCIÓN

electroquímico por su entorno. Siempre que la corrosión esté srcinada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos.[1]

La característica fundamental de la corrosión electroquímica, es que sólo

La Corrosión de metálica es definida como ocurre en presencia de un electrolito, el deterioro un material metálico a ocasionando regiones plenamente consecuencia de un ataque identificadas, llamadas anódicas y 1 Estudiante de Ingeniería Química/ Código 2073690 / Grupo B 1 2 Estudiante de Ingeniería Química/ Código 2063243 / Grupo B 2 3 M.Sc. Ingeniero Metalúrgico “Universidad Industrial de Santander”

UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER CORROSION Y SU CONTROL

catódicas: una reacción de oxidación es una reacción anódica, en la cual los electrones son liberados dirigiéndose a otras regiones catódicas. En la región anódica se producirá la disolución del metal (corrosión) y, consecuentemente en la región catódica la inmunidad del metal. a

como reacción anódica y las áreas del electrodo donde ocurre se les llama ánodos. La electroneutralidad de la materia exige que en otros puntos, conocidos por cátodos, se reduzca alguna sustancia del medio ambiente en contacto con el material metálico. Las áreas donde ocurre la reacción catódica (de reducción) se denominan cátodos. En el caso del acero, la reacción anódica que tiene lugar es:

convertirse en enlaces iónicos, los favorece que el material pueda en cierto momento transferir y recibir electrones, creando zonas catódicas y zonas anódicas en su estructura. La velocidad a que un material se corroe es lenta y continua todo dependiendo del ambiente donde se encuentre, a medida que pasa el tiempo se va creando una capa fina de material en la superficie, que van formándose inicialmente como manchas hasta que llegan a aparecer imperfecciones en la superficie del metal.

Fe ® Fe2+ +una 2eConsecuentemente, reacción catódica tiene que tener lugar para iniciar y mantener la corrosión metálica. Un ejemplo de reacción catódica es la reducción de protones. 2H+ + 2e- ® H2 La reacción de corrosión total será la suma de ambas reacciones. Fe + 2H+ ® Fe2+ + H2 Tanto la reacción anódica como catódica dan lugar a corrientes llamadas anódica y catódica respectivamente y la corriente total suma de ambos procesos es proporcional a la velocidad de corrosión.

Los

enlaces

metálicos

tienden

[2]

Método Gravimétrico El presente trabajo pretende informar sobre la experiencia realizada en el laboratorio de corrosión, en la que para fines prácticos se idealizaron situaciones con el fin de obtener tiempos más medibles. MARCO TEÓRICO Llamamos corrosión a la oxidación espontánea de los metales. Se debe a un ataque destructivo del medio ambiente, a través de reacciones químicas o electroquímicas. En la corrosión electroquímica los átomos del metal son oxidados dejando la red del metal como iones, creando un exceso de electrones en lapueden superficie del metal. Estos electrones ser transferidos a una especie activa en el electrolito produciéndose la reacción de reducción. La reacción de corrosión se conoce

Para determinar velocidad de corrosión por este lamétodo hay que someter al material en estudio a un ataque del agente corrosivo durante un periodo de tiempo bastante largo. Una vez finalizado el ataque se determina el cambio de peso que el material experimenta con el fin de obtener la velocidad de corrosión en m.d.d. es decir miligramos de material perdido por día transcurrido y dm2 de área de material expuesto. Determina la velocidad de corrosión por la pérdida de espesor (mm/año) en el material expuesto o por la pérdida de masa (mdd). Mdd = mg/dm2/día

[3]


Método Electroquímico La corrosión electroquímica sucede gracias a la formación y movimiento de partículas con carga eléctrica. A los procesos parciales anódicos y catódicos les corresponde una intensidad proporcional a la velocidad del fenómeno, por lo que se puede determinar la velocidad de la corrosión midiendo la magnitud de la intensidad de corriente eléctrica del proceso. 







Ánodo. Polo positivo en un par galvánico. Es el que se corroe. Cátodo. Polo negativo en un par galvánico. Es el que se protege. Intensidad de corrosión. I= [Ia] = [Ic] Velocidad de corrosión o de electrodeposición: La cantidad de metal eliminado por corrosión o depositado sobre el cátodo en el electrodepósito, puede determinarse por la

ecuación de Faraday:

W = Peso depositado o corroído (g). I = Intensidad de la corriente (A). M = Masa atómica del metal. t = Tiempo de duración del proceso (s). F = Constante de Faraday (96500 C). n = Valencia del ión metálico.

Polarización. Movimiento del potencial con respecto a Ecorr, se consigue con una fuente de corriente constante, o más comúnmente en el laboratorio , con un

potenciostato, que impone a la probeta del metal estudiado, denominada electrodo de trabajo, el potencial deseado con relación a un electrodo de referencia por el que no circula corriente. [4]

MATERIALES 

  

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2 Láminas de hierro de igual dimensión. 1200 ml de Ácido Clorhídrico al 10%. 1200 ml de solución de NaCl al 3%. Miliamperímetro de baja resistencia interna. Electrodo de hierro de 1 cm2. Balanza electrónica Lija cronometro

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Se preparan 1200 mL de una solución (NaCl) al 3% con 36g de sal y agua destilada hasta completar el volumen, a su vez de prepara 1200 mL de acido clorhídrico (HCl) al 10% agregando 120 mL de acido y completando el volumen con agua destilada. Ya con las soluciones preparadas, se procedió a hacer dos montajes para determinar la velocidad de corrosión uno por Método electroquímico y otro por Método electroquímico. Para el primer método se hicieron dos montaje de las celdas utilizando en ambos casos un electrodo de acero (bajo al carbono) y un electrodo de platino. Luego de insertar los electrodos en cada solución, se procedió a conectar un


medidor de corriente (amperímetro), donde se midió los valores de corriente durante 30 minutos con intervalos de 2 minutos, para cada celda.

Figura 2 láminas de hierro

Luego se procedió a pesar (figura 3) y a medir su área más el espesor a las dos, cada una por separado Figura 1 montaje de electrodos y amperímetro

En el montaje se usan dos cables un cable rojo que es el electrodo de plata o de referencia que generalmente es el que se conecta a tierra, actúa como cátodo porque es noble y no sufre corrosión también se puede utilizar platino y grafito por ser buenos conductores. El segundo cable es de color negro y es hierro es el que se encuentra conectado a la corriente.

Método Gravimétrico Para el segundo método se tomaron dos laminas de hierro (figura 2) de igual dimensión y se procedió a pulir utilizando lija hasta dejar la superficie totalmente limpia eliminando residuos de oxido polvo etc.

Figura 3 Balanza electrónica

Luego se procede a comenzar con el experimento depositando una lamina en la solución acida y otra en la solución salina, este debe dejarse 8 días para tomar un nuevo peso.

Figura 4 montaje final


ANÁLISIS DE RESULTADOS A continuación se muestran los valores tabulados para la corriente en cada una de las celdas y sus respectivos gráficos de i vs t. Método electroquímico 

Solución de Acido Clorhídrico

TIEMPO (min)

CORRIENTE ( A)

0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 26 28 30

548,7 218,2 202,5 166,5 146,4 143,6 130,3 123,5 117,2 124,5 126,6 111,6 108,2 99,2 90,44 82,9



Solución de NaCl TIEMPO (min)

CORRIENTE

0 2 4 6 8 10 12 14 16

238,6 742 682 600 550 501 517 520 551

18 20 22 24 26 28 30

539 548 561 570 578 571 587

( A)


Datos método electroquímicos aproximados

HCl

Columbios totales Área del electrodo Velocidad por electroquímica (m.d.d) Método gravimétrico

NaCl


Cálculos Área (0B28) = 1.9cm * 7.5 cm Área = 14,25cm2 Área del hueco = 0,385 cm2 Area (OB28) = 14,25cm2 - 0,385 cm2 Area (OB28) = 13,865 cm2 = 0.01492in2 = 2

0.1387dm Área (0B28) = 1,9 cm * 7,6 cm Datos método gravimétrico Peso inicial del cupón en (mg) Peso final del cupón en (mg) Área del cupón en (in2) (dm2) Tiempo en días Velocidad por diferencia de peso (m.p.y) Velocidad diferencia depor peso (m.d.d)

HCl OB28

NaCl OB11

33.446g

33.137g

32.78g 0.01492in2 0.1387dm2 8

32.99g 0.01529in2 0,1406dm2 8

CONCLUSIONES

BIBLIOGRAFIA [1]

http://www.scribd.com/doc/6769705/Inf orme-1-Gota-n-Pila [2]

http://www.revistavirtualpro.com/revista/ index.php?ed=2004-11-01&pag=5 [3]

http://www.uam.es/personal_pdi/ciencia s/josem/static/CORROSION.pdf [4]

CABRERO, J; FERRER, C; PASCUAL, M; PEREZ, M. A. Ciencia y Tecnología de Materiales. Madrid: Pearson Educación S. A. 2005. 75,76 p. [5]

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