LABORATORIO QUIMICA

LABORATORIO N° 8

CORROSION

CORROSION

I. INTRODUCCION

En este laboratorio pretendemos enfocar varios puntos de vista sobre la corrosión que es de suma importancia dentro de la carrera de mantenimiento debido a los efectos indeseables que esta deja en equipos, maquinas y estructuras; la corrosión es aquel desgaste en los metales que ocurre por las reacciones que ocurren entre un metal y el oxigeno produciendo de esta manera una oxidación en dicho material.

Los metales que no son afectados por la corrosión son los metales nobles tales como el oro, plata y platino, todos los demás metales están expuestos al deterioro provocado por la corrosión

II. FUNDAMENTO TEORICO

DEFINICION: La corrosión es el ataque destructivo en un mental por reacción química o electroquímica con su medio ambiente

Se puede decir también que la corrosión es una reacción redox en la que intervienen 3 factores: la pieza manufacturada, el ambiente y el agua, o por medio de una reacción electroquímica; estas reacciones causan alteraciones químicas en los metales por ejemplo la herrumbre del hierro y el acero o la patina verde en el cobre.

Pero además de los metales la corrosión también afecta a otros materiales tales como la cerámica, polímeros, etc. y puede ocurrir en diferentes medios (acuosos, atmosférica o alta temperatura).La corrosión es un problema industrial importante pues puede causar diversos problemas en maquinarias como desgaste, ruptura de una pieza, etc.

Corrosión química.Es la destrucción del metal u otro material por acción de gases o líquidos no electrolíticos como gasolina, aceites, etc.Un ejemplo típico de corrosión química es la oxidación química de metales a altas temperaturas. En la corrosión química, sobre la superficie del metal se forma una película de óxidos. La solidez de esta película es diferente para los diferentes metales y aleaciones.

Corrosión electroquímica.Este es un proceso que se da por acción de electrolitos sobre el metalLos procesos electrolíticos pueden ser muy complejos ya que dependen de la naturaleza del metal y del electrólito, pero en general corresponden a una reacción de oxidación -reducción, en la que el metal sufre un proceso de oxidación y  se destruye (se

disuelve). Al mismo tiempo el hidrógeno presente en la solución acuosa se reduce y se desprende oxígeno elemental de la disolución que corroe adicionalmente el metal.

Las aguas naturales que contienen sales, el aire húmedo, las soluciones ácidas son los electrólitos más comunes con los que entran en contacto los metales en la práctica.La corrosión electroquímica se da porque al ocurrir esta reacción entre el metal y el electrolito aparece un diferencial de potencial y esto provoca la destrucción del metal.

PROTECCION CONTRA LA CORROSION Protección catódica

La protección catódica es una técnica de control de la corrosión, que está siendo aplicada cada día con mayor éxito en el mundo entero,En la práctica se puede aplicar protección catódica en metales como acero, cobre, plomo, latón, y aluminio, contra la corrosión en todos los suelos y, en casi todos los medios acuosos. De igual manera, se puede eliminar el agrietamiento por corrosión bajo tensiones por corrosión, corrosión intergranular, picaduras o tanques generalizados.Como condición fundamental las estructuras componentes del objeto a proteger y del elemento de sacrificio o ayuda, deben mantenerse en contacto eléctrico e inmerso en un electrolito.

Inhibidores de la corrosiónEs el traslado de los productos físicos que se agrega a una solución electrolítica hacia la superficie del ánodo o del cátodo lo cual produce polarización.Los inhibidores de corrosión, son productos que actúan ya sea formando películas sobre la superficie metálica, tales como los molibdatos, fosfatos o etano laminas, o bien entregando sus electrones al medio. Actúan sinérgicamente con otros inhibidores tales como nitritos, fosfatos y silicatos. Su uso es en el campo de los sistemas de enfriamiento o disipadores de calor tales como los radiadores, torres de enfriamiento, calderas y "chillers". El uso de las etanoláminas es típico en los algunos combustibles para proteger los sistemas de contención (como tuberías y tanques).

Elección del materialLa primera idea es escoger todo un material que no se corroa en el ambiente considerado. Se pueden utilizar aceros inoxidables, aluminios, cerámicas, polímeros (plásticos), etc. La elección también debe tomar en cuenta las restricciones de la aplicación (masa de la pieza, resistencia a la deformación, al calor, capacidad de conducir la electricidad, etc.).

.En la concepción, hay que evitar las zonas de confinamiento, los contactos entre materiales diferentes y las heterogeneidades en general.Hay que prever también la importancia de la corrosión y el tiempo en el que habrá que cambiar la pieza (mantenimiento preventivo).

Tipos de Corrosión Se clasifican de acuerdo a la apariencia del metal corroído, dentro de las más comunes están:

Corrosión uniforme: Donde la corrosión química o electroquímica actúa uniformemente sobre toda la superficie del metal

Corrosión galvánica: Ocurre cuando metales diferentes se encuentran en contacto, ambos metales poseen potenciales eléctricos diferentes lo cual favorece la aparición de un metal como ánodo y otro como cátodo, a mayor diferencia de potencial el material con mas activo será el ánodo.

Corrosión por picaduras: Aquí se producen hoyos o agujeros por agentes químicos.

Corrosión intergranular: Es la que se encuentra localizada en los límites de grano, esto origina pérdidas en la resistencia que desintegran los bordes de los granos.

Corrosión por esfuerzo: Se refiere a las tensiones internas luego de una deformación en frio.

III. INDICACIONES DE SEGURIDAD Implementos de seguridad de uso obligatorio

Figura 4.1 (Implementos de seguridad)

ANALISIS DE TRABAJO SEGURO

LABORATORIO DE QUIMICA

EXPERIMENTO 8 Corrosión FECHA 19/11/12DOCENTE Heloina Berroa MESA Nª 1

ALUMNOS1.MAX ARIAS VICA2.JOSE MARIO ANCOTA RAMOS3 JOEL ALIGUILLEN DEL BUSTO

Nª PASOS BASICOS DEL TRABAJO

DAÑO (RIESGO)PRESENTE EN CADA PASO

CONTROL DE RIESGO

1 Reconocimiento de materiales

Materiales en mal estado y/o dañados

Verificar los materiales antes de empezar con los experimentos

2. EXPERIMENTO 1

Indicador de hierro

Intoxicarnos con el sulfato férrico Utilizar los componentes adecuadamente

3. EXPERIMENTO 2

Corrosión del hierro

Quebrar los tubos de ensayo Manipular los equipos adecuadamente

4. EXPERIMENTO 3

Ánodo de sacrificio

Malograr el power link y otros equipos

Utilizar los equipos adecuadamente para no

dañar estos

5. EXPERIMENTO 4Mechero bunsen

Quemaduras a los integrantes del grupo

Manipular adecuadamente el mechero bunsen

GRUPO

A

ESPECIALIDAD

C-3 APROBADO POR DOCENTE(DOCENTE):

IV. OBJETIVOS : Experimentar con el indicador de Fe+2

Experimentar con la corrosión del hierro en diferentes medios Plantear ecuaciones de corrosión Elegir el mejor anodo de sacrificio para otro metal Contruir celdas galvánicas

V. REACTIVOS YSOLUCIONES Agua destilada Cinco clavos pequeños del acero Hexacianoferrato de potasio 0.1M Sulfato de hierro (II) 0.1M Hidroxido de sodio 0.1M Acido sulfúrico 0.1M Cloruro de sodio 0.1M Cloruro de sodio 3.5% Fenolftaleina Una lamina de cobre Una lamina de alumini Una lamina de zinc Un pequeño papel lija Tiras de papel de filtro Cloruro de sodio(solución saturada) Cinta de magnesio Gelatina incolora o agar-agar

VI. PROCEDIMIENTO Y CUESTIONARIO

Indicador de hierro (II)

EXPERIMENTO 1En un tubo de ensayo agregue 3ml de sulfato ferroso 0.1M, luego adicione 1 gota de hexacianoferrato de potasio observe lo que sucede

Fe(ac )2+¿+K ( AC )

+¿+¿¿¿ KFe ¿

1. Si tuviera que determinar corrosión del metal en un tanque de agua, ¿Qué

indicador usaría?, En todo caso una indicación positiva para el Fe(ac )2+¿¿ seria

Hexacianato ferrato de potasio, este tomara un color azul

Corrosión del hierro EXPERIMENTO 2

Coloque en tres tubos de ensayo 3ml de: hidróxido de sodio 0.1M cloruro de sodio 0.1M y ácido sulfúrico 0.1M respectivamente, luego introduzca en cada uno de ellos un clavo. Deje reposar por espacio de unos 10 min mientras observa detenidamente lo que ocurre.Luego determine en que tubo de ensayo y con qué sustancia hay indicación

positiva de iones Fe(ac )2+¿¿:

Si, en medio acido (acido sulfúrico) se aprecia que el hierro se ha oxidado, Vierta un poco de solución que se encuentra en él tuvo de ensayo que contiene el cloruro de sodio y agregue dos gotas de fenolftaleína. Anote sus observaciones

2. Llene el siguiente cuadro

Acidez de losreactivos

Observaciones durante la reacción

Ensayo deFe(ac )

2+¿¿Aspecto del clavo después de sumergido

NaCl PH=7 NO reacciona No le ocurre nada al Fe

No toma ni un color

NaOH PH=13 Se da el decapado

El hierro se decapa

toma un color rosado

H2SO4 PH=1 El clavo se corroe por el H2SO4

El hierro se oxida

Toma un color azul

3. En qué medios( acido, base o neutro) se aprecia corrosión intensa

En medio ácido (H2SO4) se aprecia la corrosión del clavo.

4. En qué medios( acido, base o neutro)no se aprecia corrosión

En medio neutro (NaCl) no se aprecia corrosión

5. Qué color aparece cuando se agrega la fenolftaleína a la solución del tubo de ensayo que contenía el cloruro de sodio. Explique

Se torna un color azul al agregar las 2 gotas de fenolftaleína

6. Cuál es el nombre del gas que se desprende del tubo de ensayo que contiene el clavo inmerso en acido. Es inflamable o toxico.

H2SO4 + Fe FeSO4 + H2

El gas que se desprende se llama hidrogeno.

7. Con ayuda de la tabla de potenciales estándar de óxido escriba la reacción de corrosión en medio acido. Indique los estados de agregación y el potencial de celda

Fe0 Fe2++2e E=0.44

H1+ +eH0 E = 0.00

ETOTAL=0.44

Eso significa que hay un flujo de corriente en la celda que hemos armado.

Experimento 3Ánodo de sacrificio:Arme celdas galvánicas: coloque 40 ml de cloruro de sodio al 3.5% y 5 gotas de fenolftaleína en dos vasos de precipitación .luego conecte ambos vasos con una tira de papel de filtro humedecido con una solución saturada de nitrato de amonio (puente salino)En uno de los vasos se sumergirá un clavo de hierro y en el otro una lamina de cobre. Los electrodos se conectaran a un voltímetro por medio de unos alambres provistos de unas pinzas, de tal manera que el electrodo de hierro este siempre conectado al terminal negativo del voltímetro. Anote sus observaciones y el voltaje generado.Repita la experiencia cambiando la lámina de cobre por una de zinc.Cada uno de estos experimentos se realizara por separado, eliminándose la solución que contiene el vaso de precipitación cada vez que se cambie de electrodo.8. Llene el siguiente cuadro:

Terminal positivo (ánodo)

Terminal negativo ( cátodo)

E celda

(voltios)Formación de OH-(AC) (ánodo o cátodo)

¿Se produjo un ánodo de sacrificio?

Cu Fe -0.78 V cátodo NOZn Fe 0.22V cátodo SI

9. ¿Cuales con los metales que usaría como ánodos de sacrificio para el hierro? Explique

Zinc❑⇒

−0.76

Fe❑⇒

−0.44Esto significa que el zinc se oxida mas rápidamente que el hierro por lo que el

zinc seria un buen ánodo de sacrificio para el hierro.10.¿Cual es el metal que no funciona como ánodo de sacrificio para el hierro? ¿Por qué sucede ello? .Si quisiera hundir un barco ¿Qué metales elegiría como “falso ánodo”

Fe❑⇒

−0.44

Cu❑⇒

0.52

El cobre debido a que no funciona como ánodo de sacrificio porque tiende a reducirse y no a oxidarse, esto se debe a su potencial de reducción que es mas

alto que del hierro.

11.¿Cuál es la semi reacción que se produce en la celda que contiene al hierro, cuando se utiliza cobre en la otra celda?

Fe0❑⇒

Fe2+¿+2e ¿ E0 = 0.44

Esto ocurre debido a que en la otra celda el cobre no esta funcionando como ánodo de sacrificio debido a su potencial de reducción que es más alto que el

del hierro

12.¿Cuál es la semi reacción que se produce en la celda que contiene al hierro, cuando se utiliza cobre en la otra celda?

Fe0❑⇒

Fe2+¿+2e ¿ E0 = 0.44

Esto ocurre debido a que en la otra celda el cobre no esta funcionando como ánodo de sacrificio debido a su potencial de reducción que es más alto que el del hierro.

Experimento 4Localización de las zonas anódicas y catódicas de un metal deformado

Prepare una disolución de Agar-Agar utilizando 4g de Agar-Agar o gelatina en 100 ml de una solución de cloruro de sodio al 3% en un vaso de 150 ml;

ponga a hervir ligeramente con agitación constante. Deje enfriar un poco la disolución.Cuando la disolución este templada, añada 10 a 12 gotas de una solución de ferricianuro potásico K3 [Fe(CN)6] 0.5M y unas 10 gotas de fenolftaleína, siempre con agitación Prepare dos placas Petri; en la primera coloque un clavo normal y un clavo doblado y el la ultima un clavo recubierto en parte de papel aluminio o cinta de magnesio (hasta la mitad aproximadamente)Vierta en las placas la disolución preparada anteriormente de manera que los clavos y el aluminio queden completamente cubiertos por la disolución.Deje re posar varios minutos y observe las placas en fondo blanco. Anote los resultados y haga un grafico localizando las zonas coloreadas. Interprete los resultados (Un mejor efecto visual se obtendría si dejáramos reposar las placas toda la noche).nota: es importante no mover las placas Petri una vez colocados los clavos.

¿Qué sucede en la primera placa con los dos clavos?El clavo doblado se oxida mas rápido que el clavo que no esta doblado, esto se

debe a que en el primero se efectuó una tensión.¿En cual placa se aprecia la presencia de OH-(ac)?.¿Como lo dedujo?En la segunda placa ya que en esta se esta se esta liberando oxigeno y este

se combina con el agua formando iones oxidrilo.El magnesio ¿es un buen ánodo de sacrificio para el cobre?Si, ya que tiene un potencial de reducción más bajo que el del cobre, de esta

manera el magnesio se oxidaría y el cobre se reduciría.

¿En cual placa se aprecia la presencia de Fe2+

(ac)?En la primera ya que en esta los dos clavos se

han oxidado o corroído.El magnesio ¿es un buen ánodo de sacrificio para el hierro?

Si, ya que este posee un potencia de reducción mas bajo que el del hierro y tiende a oxidarse mas rápido que el hierro.

VII. GESTION DE RESIDUOS Las soluciones se gestionaron de la siguiente manera:

El acido sulfúrico fue echado por el vertederoEl hexacianoferrato que no es un contaminante fue echado por el vertedero

Las soluciones de cloruro de sodio saturado y 3% fueron echadas por el vertedero

VIII. OBSERVACIONES

No todos los metales sufren corrosión, ya que algunos son muy resistentes a la corrosión tales como el oro, plata, platinó.

Los principales factores de corrosión son el oxigeno, el agua los ácidos y el azufre

Las sales no producen corrosión en los metales solo aceleran esta corrosión

IX. CONCLUSIONES

Se comprobó el uso de los ánodos de sacrificio en la protección de estructuras metálicas ante la corrosión.

La utilización de indicadores tales como la fenolftaleína nos ayuda a detectar la corrosión en los metales.

La corrosión es netamente una reacción REDOX

La utilización de los potenciales de reducción y oxidación nos sirven para utilizar el material mas adecuado para proteger algún material en especial.

La corrosión es un proceso que depende del tiempo y del medio en que ocurre este fenómeno.

En el trabajo se confirma que la lucha y control de la corrosión es un arte dentro del mantenimiento y que esta área es bastante amplia, dado el sinnúmero de

condiciones a los cuales se encuentran sometidos los metales que forman equipos y herramientas.