FUNDAMENTO TEÓRICO

La corrosión es un proceso de oxidación – reducción que consiste en el deterioro y pérdida de material, debido al ataque químico. Las causas que producen la corrosión implican, tanto cambios químicos como electrónicos.

La velocidad y extensión de la corrosión depende de las propiedades del metal y de la naturaleza del medio ambiente. Por ejemplo, es común observar que el zinc o el hierro se corroen más rápido que el cobre.

Los factores más importantes de corrosión asociados con un metal son: su potencial de oxidación, la presencia de un material catódico, la sobre tensión, pureza del metal, estado físico, áreas relativas de ánodo y cátodo, volumen relativo de los átomos metálicos y la solubilidad de los productos de reacción.

Las condiciones que influyen fundamentalmente en la corrosión son: humedad, pH, concentraciones de oxígeno y del ión metálico, conductividad, naturaleza del catión y anión presentes, la temperatura y presencia o ausencia de un inhibidor.

La mayoría de los metales en la naturaleza se encuentran en los compuestos químicos, acompañados con no metales como el oxígeno y el azufre. Por ejemplo el hierro se obtiene del mineral de hierro (que contiene Fe2O3, óxido férrico y otros óxidos de hierro).

La corrosión es el proceso que permite a los metales regresar a su estado original, es decir a los minerales de los cuales se originaron. En la corrosión el metal se oxida. Como el metal corroído suele perder su

ejemplo, cerca de la quinta parte del acero y el hierro que se producen anualmente se emplean para sustituir metal oxidado.

Como la mayoría de los metales reaccionan con el oxígeno sería de esperarse que se corroyesen con tal rapidez en contacto con la atmósfera y que fuese imposible emplearlos para fines prácticos.

Por tanto resulta sorprendente que el problema de la corrosión no evite prácticamente todo uso de metales en contacto con la atmósfera. Esto se debe en parte a que la mayoría de ellos desarrollan una delgada capa de óxido que protege a los átomos internos contra la oxidación. El mejor ejemplo de este caso es el aluminio, que pierde con facilidad electrones, por lo que se oxida fácilmente frente al oxígeno. Si es así ¿cómo puede emplearse para fabricar aeroplanos, marcos de bicicletas, etc.? El aluminio es un material estructural de gran valor porque forma una capa adherente delgada de óxido de aluminio, Al2O3, que inhibe la corrosión

posterior. Así se protege a sí mismo con una resistente capa de óxido. Muchos otros me tales como cromo, níquel y estaño, siguen el mismo proceso.

El hierro también forma un recubrimiento de óxido protector. Sin embargo, éste no es muy eficaz contra la corrosión porque se desprende con facilidad y expone nueva superficie metálica a la oxidación. En condiciones atmosféricas normales el cobre forma una capa externa de sulfato de cobre, CuSO4, color turquesa que se llama pátina. La plata al

oxidarse forma sulfuro de plata, Ag2S, que en capas delgadas da a la

superficie de la misma una apariencia más rica. El oro no se corroe de manera apreciable en contacto con el aire.

La prevención de la corrosión es un método importante para conservar los recursos naturales de metales y energía. El principal medio de protección es la aplicación de un recubrimiento, que suele ser pintura o plateado con algún metal, para proteger al metal en el interior del oxígeno y la humedad. El cromo y el estaño se emplean con frecuencia para platear el acero porque se oxidan formando un recubrimiento durable y eficaz.

Las aleaciones también impiden la corrosión. El acero inoxidable contiene cromo y níquel, que forman recubrimientos de óxidos que lo protegen.

Es un metal que aporta electrones con mayor facilidad que el hierro, como el magnesio, se conecta mediante un alambre a la tubería o tanque que se va a proteger. Como el magnesio es un agente reductor mejor que el hierro, los electrones fluyen a través del alambre del magnesio a la tubería de hierro. Así, el magnesio, y no el hierro, aporta los electrones por lo cual este último no se oxida. Al producirse la oxidación del magnesio éste se disuelve, por lo cual hay que sustituirlo en forma periódica.

III. PARTE EXPERIMENTAL a) Materiales: - Tubos de ensayo - Gradilla - Cajas Petri. b) Reactivos: - NaOH 0,1 M - K2Cr2O7 0,1 M - NaCl 0,1 M - HCl 0,1 M - FeSO4 0,1 M - K4Fe(CN)6 0,1 M - 8 clavos - Tira de cinc - Alambre de cobre - Agar - agar. c) Procedimiento

1. Efecto de Ácidos, Bases y Sales en la Corrosión del Hierro.

• Poner un clavo limpio (lijado) en cada uno de los 5 tubos de ensayo, cuidando de no romper el fondo del tubo con el clavo.

• Con una cinta de pH o con papel tornasol, determine si la solución inicial es ácida, básica o neutra.

• Deje las soluciones durante 20 minutos, mientras tanto continúe con el siguiente experimento.

• Después del tiempo transcurrido, añada a cada una de las soluciones una o dos gotas de ferrocianuro de potasio 0,1 M. Observar y anotar cualquier cambio.

• A un mL de la solución de sulfato ferroso, añadir una gota de ferrocianuro de potasio 0,1 M.

• Compare el resultado obtenido en los dos puntos anteriores y anote sus observaciones, deduciendo luego sus conclusiones respecto a los resultados obtenidos.

2. Proceso de Corrosión del Hierro en gel de Agar – Agar.

• En una caja Petri (caja Nº 1) colocar un clavo sin doblar y cerca de este otro doblado, llene la caja con solución de gel de agar –agar recién preparada.

• En una segunda caja Petri, coloque un clavo enrollado con una cinta o alambre de cobre y cerca otro clavo enrollado con una cinta de cinc. Luego llene la Caja con solución de agar – agar.

• En la tercera caja Petri, coloque un clavo doblado y cerca de él una tira de cinc, sin hacer contacto. Llene la caja con gel de agar – agar.

• Si no se observara cambio alguno al cabo de 20 minutos, dejar las placas preparadas durante toda una noche y observar luego el cambio de color que experimentan los materiales ensayados. Haga las correspondientes observaciones y conclusiones.