Cinetica de La Corrosion

Universidad Nacional de Ingeniería Facultad de Ingeniería Química y Textil

1. EXPERIMENTOS:

Experimento 1: Obtención de diagramas de potencial – corriente para una pila de corrosión

Descripción

Se preparo una solución de NaCl al 3% luego se coloco los electrodos de cobre y magnesio en dicha solución conectándolos a un amperímetro, voltímetro y reóstato midiendo de esta manera los potenciales de cada electrodo e intensidades para varias resistencias.

Observaciones:

Se observo un leve burbujeo alrededor de la superficie del cobre en un inicio de 0 a 10 . Para una resistencia mayor de 1000 a hubo presencia de burbujeo en el electrodo del

magnesio. Las mediciones se obtuvieron con el electrodo de referencia calomel.

De los potenciales e intensidades anotadas para cada resistencia se construyo las siguientes graficas:

Laboratorio de Corrosión I 1


0 5 10 15 20 25

-1.4

-1.2

-1

-0.8

-0.6

-0.4

-0.2

MgCu

Intensidad I (mA)

Pote

ncia

l E (

mV

)

Figura 1.1

Ecuaciones químicas

Circuito abierto:

Para el circuito del cobre:

Ánodo: Cu(s) Cu2+ + 2e-

Cátodo: O2 + 2H2O + 4e- 4OH-

Para el circuito del magnesio:

Ánodo: Mg(s) Mg2+ + 2e-

Cátodo: O2 + 2H2O + 4e- 4OH-

Circuito cerrado:

Ánodo: Mg Mg2+ + 2e-

Cátodo:

O2 + 2H2O + 4e- 4OH-



Explicación

De la figura1.1 podemos apreciar que conforme aumenta la intensidad de corriente el potencial del cobre disminuye considerablemente mientras que el del magnesio aumenta de forma casi lineal no variando mucho en su potencial. Teniendo un valor aproximado de Ecorr = -1.40 mV.

Este fenómeno se puede explicar debido a que la corriente circula por esta celda Cu-Mg, el

ánodo se hace menos anódico (aumenta el potencial) y el cátodo menos catódico (disminuye el potencial), acercándose cada vez sus potenciales, disminuyendo por lo tanto el flujo de corriente que circula en ambos electrodos. Pero se observa que permanece una pequeña diferencia de potencial, que es el responsable de que la corrosión continúe con una velocidad menor. Este fenómeno de polarización explica por qué la velocidad de corrosión disminuye con respecto al tiempo.

El ligero burbujeo que ocurre al inicio en el electrodo del cobre se puede explicar como aire

atrapado en cada electrodo y no es la reducción del hidrogeno yaqué no puede ocurrir la reducción de este debido a que el medio es alcalino por lo tanto la que si está presente es la reducción del oxigeno a iones OH-

Conclusión

La polarización es buena para evitar que dos metales que forman una celda se corroan con una alta velocidad.

La naturaleza de las celdas galvánicas formadas por dos metales distintos es de que en el cátodo disminuye su potencial y el ánodo aumenta dejando una pequeña diferencia de potenciales la cual convergen en un punto llamado potencial de corrosión.

Del experimento se concluye quien se reduce es en oxigeno y no el cobre y el que se oxida es el magnesio.

Experimento 2: Determinación de la Influencia en el Potencial para Acero inoxidable en Medio Ácido

Descripción

En un recipiente de vidrio se prepara una solución de agua desionizada con ácido sulfúrico (H2SO4) 0.2M, este último fue preparado en la campana del laboratorio, agregándose soluciones indicadoras de ferri cianuro de potasio ( K3 Fe (CN )6) y tiocianato de amonio, esta solución que se forma es de color amarillo.

Se cuenta con un arreglo de 23 electrodos de acero inoxidable, los cuales están conectados por resistencias en serie, este arreglo se sumerge en la solución que se encuentra en el recipiente de vidrio, y al sistema se le conecta al rectificador, a un amperímetro, y a un voltímetro, así marcando el rectificador un diferencial de potencial de 3V (aproximadamente) entre el primer y último electrodo que se encontraba en el arreglo.

Los datos obtenidos en el laboratorio con resistencia 10 ohm y el electrodo de referencia fue plata/ cloruro de plata se mostrara en la siguiente tabla:



En la siguiente tabla se mostrara la diferencia de potencial de 3 electrodos referidos al electrodo de referencia:

Electrodo E(V)1 +0.99713 -0.29823 +2.02

Plata / cloruro de palta +0.2224

En la parte experimental obtenemos

Voltaje 3.27V

Intensidad 9.5mA


Electrodos E (V)Electrodo1Electrodo2 0.25

Electrodo2Electrodo3 0.115










Electrodos E (V)Electrodo12Electrodo13 0.075













Reacción I: 2 H 2O → 4 H+¿+O2+4 e−¿¿ ¿

Reacción II:

Fe2+¿→ Fe3+¿+e−¿¿¿ ¿

Fe3+¿+6 N H 4 SCN → Fe [ Fe ( SCN )6]+6 NH4 +¿ ¿¿

Reacción III:

3 Fe2+¿+[ Fe(CN )6 ]3−¿→ Fe3[ Fe( CN)6]2¿ ¿

Reacción IV:

2 H 2O → 4 H+¿+O2+4 e−¿¿ ¿

2 H+¿+2 e−¿→H2(g) ¿ ¿

Explicación:

Se determinara la intensidad de corriente en cada uno de los electrodos de la siguiente manera:


ElectrodosI(mA)I=V/R

Electrodo12Electrodo13 0,0075












Ahora teniendo esto de dato y la intensidad inicial de 9.5 mA se halla las intensidades de cada electrodo

I total=I 1−2+ I 1

En la siguiente tabla se muestra la intensidad de cada electrodo


ElectrodosI(mA)I=V/R












Electrodos I(mA)

Electrodo1 9,475Electrodo2 0,0135Electrodo3 0,0043Electrodo4 -0,0016Electrodo5 -0,0003Electrodo6 0,0007Electrodo7 0,0001Electrodo8 0,00238Electrodo9 -0,01988Electrodo10 0,0172Electrodo11 1E-04

Electrodos I(mA)

Electrodo12 0,001Electrodo13 -0,0179Electrodo14 0,017Electrodo15 0,0002Electrodo16 -0,0048Electrodo17 -0,0157Electrodo18 0,006Electrodo19 0,0118Electrodo20 -0,0024Electrodo21 -0,0196Electrodo22 -0,0161Electrodo23 0,049


Se determinara el potencial en cada uno de los electrodos de la siguiente manera:V 1−2=V 2−V 1

Teniendo por parte experimental el diferencial del electrodo 1,13 y 23 referidos al electrodo de referencia asi:

V 1=V 1 referido al ER−V ER

En la siguiente tabla se mostrara el resultado

Con los datos obtenidos procederemos a graficar el diagrama E vs I


Electrodos E(V)

Electrodo1 0,7746Electrodo2 1,0246Electrodo3 1,1396Electrodo4 1,2116Electrodo5 1,2996Electrodo6 1,3906Electrodo7 1,4746Electrodo8 1,5576Electrodo9 1,6168Electrodo10 1,8748Electrodo11 1,9608

Electrodos E(V)

Electrodo12 2,0458Electrodo13 2,1208Electrodo14 2,3748Electrodo15 2,4588Electrodo16 2,5408Electrodo17 2,6708Electrodo18 2,9578Electrodo19 3,1848Electrodo20 3,2938Electrodo21 3,4268Electrodo22 3,7558Electrodo23 4,2458


-0.019880.08512 0.19012 0.29512 0.40012 0.50512 0.61012 0.71512 0.82012 0.925120.8

1.3

1.8

2.3

2.8

3.3

3.8

4.3

I (mA)

E

(V)

Como se observa en la figura se puede observar 3 zonas:

Zona transpasiva:

En el primer electrodo se observo unas burbujas, esto se debe a que el agua se descompone habiendo desprendimiento de oxigeno, según la reacción I.En los electrodos 2, electrodo 3 y electrodo 4, se torna de color rojo esto se debe a la presencia Fe3+¿¿debido a que se forma el ion ferricianato, según la reacción II.En esta zona los electrones de encuentran saliendo por cada electrodo que se encuentra dentro de la solución

Zona pasiva:

En los electrodos 16, electrodo17 y electrodo 18 se torno de color azul debido a la formación del ión ferricianuro ferroso, el cual indica la presencia de iones Fe2+¿¿ según la reacción IIIEn esta zona los electrones se encuentran entrando de la solución electrolítica hacia los electrodos y sumándose a la intensidad de corriente que está entrando a la resistencia.

Zona activa:Ya que el medio es acido, ocurre la liberación del hidrogeno gaseoso por la descomposición del agua (reacción IV)

Conclusiones:



Los electrodos que están a los extremos, estarán propensos a que se corroan. La formación de los colores azul (que indica que el hierro se oxida a Fe2+¿¿) nos indica

corrosión El color rojizo se debe que ocurre la oxidación de Fe a Fe3+¿¿ y a su vez ocurre la

oxidación del oxigeno Los electrodos de la parte central, se encuentran en una zona pasiva a la corrosión, debido a

la carencia de oxígeno presente en dicha zona existirá una reacción de corrosión pero no serán muy notorias.

En la grafica la zona pasiva se representa por la línea horizontal. El fierro aumenta su estado de oxidación, es debida a la rotura de la capa del metal, que al

disolverse deja al metal a la disposición para que inicie nuevamente la corrosión En la zona transpasiva las corrientes salen de las placas dirigiéndose hacia las placas de la

zona pasiva donde entran en las placas. La variación de potenciales influye en el comportamiento de un metal, y establece para que

las zonas donde su actividad química como material activo va cambiando. En la zona pasiva, no significa que no haya corrosión, sino que es tan lenta que el metal esta

“estable”. En el experimento se obtuvo una grafica bastante difícil, aunque experimentalmente se

puede predecir en que lugares está cambiando la dirección de la grafica

Experimento 3: OBTENCIÓN DE LA CURVA DE POLARIZACIÓN DE UN SISTEMA DE CORROSIÓN QUE PRESENTA RANGO DE PASIVIDAD

Descripción

En una solución de acido sulfúrico a 0.5M se introduce un electrodo de Ni , junto a un electrodo de referencia (calomel) y un electrodo auxiliar de platino, estos son conectados aun potenciostato , tomándose las lecturas de potencial y corriente a la velocidad de 1mV/s .

Inicialmente y después de un tiempo se observo burbujeo en el níquel.



DATOS EXPERIMENTALES

Potencial(V)

Potencial Ni-Pt (V)

Potencial(V)

Potencial Ni-Pt (V)

Potencial(V)

Potencial Ni-Pt (V)

-0.300 -0.0055 0.350 0.0023 1.000 0.0003-0.250 -0.0053 0.400 0.0015 1.050 0.0007-0.200 -0.0051 0.450 0.0009 1.100 0.0012-0.150 -0.0050 0.500 0.0006 1.150 0.0023-0.100 -0.0046 0.550 0.0002 1.200 0.0042-0.050 -0.0028 0.600 -0.0001 1.250 0.00860.000 -0.0015 0.650 -0.0003 1.300 0.01700.050 -0.0050 0.700 -0.0003 1.350 0.03060.100 -0.0158 0.750 -0.0004 1.400 0.05520.150 0.0278 0.800 -0.0004 1.450 0.08010.200 0.0154 0.850 -0.0003 1.500 0.12860.250 0.0070 0.900 -0.0002 1.550 0.16600.300 0.0036 0.950 0 1.600 0.2215

Electrodo de Referencia: Calomel Medio: Acido sulfúrico Potencial de niquel experimental: 0.2215V Área : 1.1cmx1cmx2= 2.2cm2

La resistencia es 10 ohm Para hallar la densidad de corriente:

Donde i=Intensidad decorriente

Area, además V=I . R

Ademas la velocidad de corrosión es:

velocidad= in . F

Donde : n= 2 electronesF=96500CReemplazando datos en las ecuaciones mencionadas obtenemos la densidad de corriente

Potencial(V)

Densidad de corriente

Potencial(V)


Potencial(V)


-0.300 -0.0025 0.350 0.00015 1.000 0.00014-0.250 -0.0024 0.400 0.00068 1.050 0.00032-0.200 -0.0023 0.450 0.00041 1.100 0.00055-0.150 -0.0023 0.500 0.00027 1.150 0.00105-0.100 -0.0021 0.550 0.00009 1.200 0.00190-0.050 -0.0013 0.600 0.00005 1.250 0.003900.000 -0.0007 0.650 -0.00014 1.300 0.007730.050 -0.0002 0.700 -0.00014 1.350 0.01391



0.100 -0.0072 0.750 -0.00018 1.400 0.025090.150 0.0126 0.800 -0.00018 1.450 0.036410.200 0.0070 0.850 -0.00014 1.500 0.058450.250 0.0032 0.900 -0.00009 1.550 0.075450.300 0.0016 0.950 0 1.600 0.10068

para poder hacer el versus de potencial y la densidad de corriente para poder identificar las tres zonas: zona activa, zona pasiva, zona transpasiva, por tanto obtendríamos:

Con estos datos podemos hallar la grafica de potenical versus densidad de corriente:

-0.02 0 0.02 0.04 0.06 0.08 0.1 0.12

-0.5

0

0.5

1

1.5

2

E vs i

Densidad de corriente (mA/m2)

Pote

ncia

l

Para el primer punto tomado(i = 0.0126) obtenemos una velocidad de corrosión:

velocidad=0.0126 x58.72 x 96500

=0.003822 x10−3molsegundo. m2

Para el segundo punto tomado (i = 0.00014) obtenemos una velocidad de corrosión:

velocidad=0.000042 x10−3 molsegundo. m2

Para el tercer punto tomado (i = 0.00014) obtenemos una velocidad de corrosión:

velocidad=0.022947 x10−3molsegundo. m2




1. Zona Activa

Semi reacción en el ánodo:Pt ( s )→ Pt(ac)

2+¿+2 e−¿¿ ¿ …….. (I)Semi reacciones en el cátodo

¿(ac)2+¿+2 e−¿→¿ ( s)¿ ¿ …….. (II)

De (I) y(II):

Pt ( s )+¿(ac)2+¿→ Pt(ac)

2 +¿+¿( s )¿ ¿

2. Zona PasivaSemi reacción en el ánodo:

¿( s )→¿(ac)2+¿+2 e−¿¿ ¿ ……(III)

Semi reacciones en el cátodo2 H+¿+2 e−¿→H

2(g) ¿ ¿…..(IV)De (III) y(IV):

¿( s )+2 H+¿→ ¿(ac)

2+¿+H2(g) ¿¿

3. Zona TranspasivaSemi reacción en el ánodo

¿( s )→¿(ac)2+¿+2 e−¿¿ ¿….(V)

Semi reacciones en el cátodo2 H+¿+2 e−¿→H

2(g) ¿ ¿…. (VI)

O2+2H 2O+4 e−¿→ 4 O H−¿¿ ¿

O2( g)+4 H (ac)+ ¿+4 e−¿→2 H 2O( l)¿ ¿

2 H 2O(l)+2e−¿→ H 2(g )+2 OH−¿¿ ¿

Explicación

Las medidas observadas en el potenciostato eran la diferencia potencial del electrodo de níquel y platino.

Las burbujas en el Ni y el platino se debió a la presencia de hidrogeno y oxigeno. En la zona pasiva el níquel actúa como cátodo y el platino como ánodo, por tanto la

corriente sale del platino y entra al níquel por eso su potencial es menor del E corr. El Ecorr es el potencial en reposo y se da cuando la corriente es cero. Como observamos en la grafica, en los tres puntos tomados en diferentes zona, el

primer punto(rosado) tiene mayor velocidad que el segundo punto (amarillo)ya que se encuentra en la zona activa y el otro punto en la zona pasiva, esto se debe a que el metal en la zona pasiva muestra su pasividad frente al medio formando una capa de oxido por tanto este actuara como un inhibidor y se corroerá más lento.



En el caso del tercer punto (anaranjado) , tiene mayor velocidad que ambos casos , en esta zona se va desprender oxigeno y este va ayudar a corroer más rápido al metal por tanto la velocidad de corrosión va ser mayor.

Conclusión

Si no existe corriente no hay polarización. El electrodo de referencia no se polariza por tanto no hay variación de corriente o

no pasa corriente, este solo sirve para medir el potencial del níquel. En la zona pasiva por la

presencia de oxigeno se puede formar oxido de niquel , esta actuara como una capa que hará pasiva la actividad del metal .

La actividad del metal depende del ph, según aumenta el ph es mayor la intensidad de corriente de la corrosión.

En esta experiencia podemos demostrar que según aumenta la corriente o incrementa el potencial favorecerá a la pasividad del metal por tanto un proceso de pasivacion se favorece por la polarización anódica.

La formación de oxido es una película pasiva.


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