CORROSIÓN DE METALES. CORROSIÓN DEL HIERRO
CORROSIÓN DE METALES. CORROSIÓN DEL HIERRO
FUNDAMENTO TEÓRICO.
FUNDAMENTO TEÓRICO.
La corrosión es el deterioro de algunos materiales debido a fenómenos electroquímicos La corrosión es el deterioro de algunos materiales debido a fenómenos electroquímicos y
y ageagententes s quíquímimicoscos, , vieviendo ndo vavariariadadas s sus sus propropiepiedaddades es físfísicicas. as. NorNormalmalmenmente te estestee fenómeno es electroquímico, por lo tanto el agente corrosivo quedará reducido y el fenómeno es electroquímico, por lo tanto el agente corrosivo quedará reducido y el metal oxidado. La oxidación y la reducción ocurrirán en zonas distintas del metal.
metal oxidado. La oxidación y la reducción ocurrirán en zonas distintas del metal. En esta prá
En esta práctica el ctica el hierro hierro se oxidará se oxidará a Fea Fe+2+2y el agente corrosivo será el y el agente corrosivo será el oxígeno del aireoxígeno del aire
que se encuentra en el agua, que se reducirá a OH. El pH del agua veremos como se va que se encuentra en el agua, que se reducirá a OH. El pH del agua veremos como se va haciendo cada vez más básico. Para distingui
haciendo cada vez más básico. Para distinguir las zonas que se r las zonas que se han visto reducidas y lashan visto reducidas y las que se encuentran oxidadas usaremos compuestos que nos colorearán estas zonas.
que se encuentran oxidadas usaremos compuestos que nos colorearán estas zonas.
MATERIAL NECESARIO.
MATERIAL NECESARIO.
- 4 puntas de hierro (una de ellas cincada). - 4 puntas de hierro (una de ellas cincada). - Un hilo de cobre. - Un hilo de cobre. - 2 discos Petri. - 2 discos Petri. - Vaso de precipitados. - Vaso de precipitados. - Mechero. - Mechero. - Agua destilada. - Agua destilada. - Agar-agar. - Agar-agar. -
- Ferricianuro Ferricianuro potásico potásico 0,1 0,1 M. M. (K (K 33(Fe (CN)(Fe (CN)66))))
- Fenolftaleina 0,1%. - Fenolftaleina 0,1%.
PRÁCTICA EN LABORATORIO.
PRÁCTICA EN LABORATORIO.
Para comenzar echamos 75 ml de agua destilada en un vaso de precipitados y lo Para comenzar echamos 75 ml de agua destilada en un vaso de precipitados y lo cal
calenentamtamos os hashasta ta ebuebullllicición ión susuaveave. . PosPosteterioriormermente nte añañadiadimos mos 0,50,5g g de de agaagar-ar-agagar r yy agitamos hasta que éste se encuentre bien dispersado.
agitamos hasta que éste se encuentre bien dispersado.
Una vez hecho esto y apagado el mechero con el cual se calentó el agua, añadimos 10 Una vez hecho esto y apagado el mechero con el cual se calentó el agua, añadimos 10 gotas de ferricianuro potásico 0,1 M y 5 gotas de fenolftaleina. Agitamos y dejamos gotas de ferricianuro potásico 0,1 M y 5 gotas de fenolftaleina. Agitamos y dejamos enfriar.
enfriar.
Mientras esta disolución se enfría preparamos los clavos que irán en los discos Petri. Mientras esta disolución se enfría preparamos los clavos que irán en los discos Petri. Lijaremos los clavos y después eliminaremos las pequeñas virutas que puedan quedar Lijaremos los clavos y después eliminaremos las pequeñas virutas que puedan quedar con papel de lija.
con papel de lija.
Una de estas puntas irá enrollada con un hilo de cobre, otra será doblada y se le hará una Una de estas puntas irá enrollada con un hilo de cobre, otra será doblada y se le hará una mella en el centro, otra está cincada previamente y la última se dejará sin modificar mella en el centro, otra está cincada previamente y la última se dejará sin modificar después de haberla lijado.
después de haberla lijado.
En una placa Petri colocaremos el par de puntas formado por el Fe-Cu y el Fe-Zn; esto En una placa Petri colocaremos el par de puntas formado por el Fe-Cu y el Fe-Zn; esto es: el clavo cincado y el enrollado por el cable. En la otra placa colocaremos las otras es: el clavo cincado y el enrollado por el cable. En la otra placa colocaremos las otras dos puntas.
dos puntas. Cu
Cuanando do la la didisosolulucición ón rerealalizizadada a ananteteririorormementnte e se se enencucuenentrtre e frfría ía y y cocon n flfluiuidedez,z, cubriremos las puntas de esta disolución una vez situadas en los discos Petri.
cubriremos las puntas de esta disolución una vez situadas en los discos Petri. Hay que cerciorarse de que las puntas quedan cubiertas por completo.
Hay que cerciorarse de que las puntas quedan cubiertas por completo.
Una vez realizado todo esto, esperaremos a observar las posibles pigmentaciones que Una vez realizado todo esto, esperaremos a observar las posibles pigmentaciones que
-Par metálico Fe-Cu, Fe-Zn:
Fe-Cu: el cobre tiene mayor potencial de reducción. El Cu no se oxida; se oxida el hierro y más rápidamente que encontrándose solo. El cobre conserva su color, apareciendo alrededor de los hilos, sólo el óxido de la punta de hierro y a una pequeña distancia sobre la misma punta una coloración azul. Por lo tanto el cobre ha quedado protegido. El color azul sobre el hierro nos indica que éste se ha oxidado.
Fe-Zn: el hierro tiene mayor potencial de reducción, por lo que actúa como cátodo; se oxida el cinc; el hierro queda protegido. Al observarlo otro día en el laboratorio se ve que efectivamente el hierro ha quedado protegido; aparece una coloración morada muy tenue donde la punta no está recubierta, que marca las zonas de reducción.
-Par metálico Fe, Fe:
En este caso vemos como las coloraciones tardan más tiempo en aparecer, ya que el mismo día de las prácticas apenas se aprecian.
Pasados unos días pudimos ver como efectivamente los dos pares de puntas habían sido oxidados, por lo que se apreciaba la coloración azul producida por el ferricianuro potásico. Aparentemente no hay mucha diferencia en el grado de oxidación de ambas puntas, pero se observa un ligero tono azul más intenso en el lugar de la mella de la punta doblada. La oxidación en esta punta habrá comenzado por la mella y se habrá
extendido a ambos lados.
También se observa un color marrón en estas puntas, que puede ser debido al paso de Fe+2a Fe+3.
CUESTIONES.
1.-¿Qué misión tiene el agar-agar?
El agar-agar tiene la función de que las coloraciones se fijen a sus zonas correspondientes, bien a las de oxidación o a las de reducción.
2.-¿Qué compuesto de los adicionados a la disolución produce la coloración azul? Entonces el hierro, ¿se oxida a Fe+2 o a Fe+3?
La coloración azul la produce el ferricianuro potásico, que indica las zonas de oxidación.
El hierro se oxida a Fe+2.
3.-¿Qué compuesto de los añadidos produce la coloración violeta?
Esta coloración la produce la fenolftaleína, que marca las zonas de reducción.
4.- Escriba la reacción de reducción de O2 a OH-. Calcule el potencial electroquímico
de la reacción Fe/O2.
Reacción de reducción: O2+ 2H2O + 4e-= 4OH
-Para calcular el potencial electroquímico de la reacción tomo la tabla de valores de los potenciales de reducción y los sumo en valor absoluto. En nuestro caso será:
Potencial Fe: Fe+2+ 2e- Fe = -0,440 V
Potencial O2: O2+ 2H2O + 4e- 4OH = 0,401 V
Por lo tanto, la suma de los dos en valor absoluto será:
5.-Los extremos de las puntas y la parte curvada aparecen invariablemente del color azul. El trabajo en frío del metal, ¿favorece, atenúa o no afecta a la corrosión del hierro? La temperatura es un factor importante, ya que un compuesto corrosivo lo será mucho más a una temperatura elevada que a temperatura ambiente, por lo que la corrosión se verá atenuada con un trabajo en frío.
6.-En base a la contestación anterior, una pieza de hierro sometida a tensiones o a deformaciones:
a) Es más propensa a la corrosión. b) Es menos propensa.
c) No se ve afectada por estos factores.
d) Afecta a la deformación, pero no la tensión, o viceversa.
Es más propensa a la corrosión debido a que estos esfuerzos previsiblemente aumentarán su temperatura.
7.-Una unión Fe/Cu: a) Favorece la corrosión. b) La atenúa.
c) No afecta.
¿Y una unión Fe/Zn? Razone la respuesta.
La unión Fe/Cu favorece la corrosión, debido a que el cobre fuerza la corrosión del hierro, debido a que el valor del potencial de reducción del hierro es más negativo.
Sin embargo la unión Fe/Zn atenúa la corrosión, ya que el cinc actúa como “protector” del hierro, ya que el potencial de reducción del cinc es más negativo, lo que hace que el cinc se oxide antes que el hierro.
8.-Para que exista corrosión electroquímica es necesario crear un circuito eléctrico cerrado: el metal para los electrones y una disolución iónica conductora para los iones. Según esto, explique porqué en la mayoría de los casos prácticos la corrosión está siempre asociada a la presencia de humedad sobre la superficie del metal.
Para que se cree un circuito eléctrico es necesario que exista una movilidad de electrones, por lo tanto si tenemos humedad sobre la superficie del metal, tenemos agua. Como la sustancia oxidante (en este caso) el agua, se “adueña” de los electrones que cede el metal oxidado, tenemos ya justificada la presencia de humedad.
ESTUDIO DEL ATAQUE QUÍMICO DE REACTIVOS SOBRE
METALES EN DISOLUCIÓN ACUOSA
FUNDAMENTO TEÓRICO.
El fundamento teórico es similar al de la práctica anterior, aquí en los casos que haya oxidación también habrá una reducción, lo único que cambia son los metales y disoluciones implicadas en estas reacciones.
- Clavos de hierro. - Hilos de cobre. - Virutas de aluminio. - Cinc.
- Disoluciones indicadas en la tabla.
PRÁCTICAS EN LABORATORIO.
En este caso el proceso para cada ensayo es el mismo: se introduce el metal requerido en un tubo de ensayo y se recubre de la disolución pedida. Posteriormente se anotan los cambios y se observan las variaciones. Una vez acabada esta práctica los tubos de ensayo se limpian correctamente para una práctica siguiente. El orden de los ensayos fue el siguiente:
1.- Comparar el comportamiento de Fe y de Cu frente a HCl 2 M. 2.- Ataque de Fe y Cu por HNO36 M.
3.- Ataque de Fe y Cu por HNO32 M.
4.- Ataque de Al por HCl 2M y HCl 0,1 M. 5.- Ataque de Zn por HCl 2M y HCl 0,1 M. 6.- Ataque de Al y Zn por NaOH 2M.
7.-Reacción de detección de Fe+2 en disolución.
1.- HCl 2M (ácido clorhídrico).
Fe: se oxida con bastante lentitud. Cu: no se oxida No ocurre nada. 2.-HNO3 6M
(ácido nítrico). Fe: se oxida muy rápido.Burbujas continuas,
coloración amarillenta que aparece con rapidez. Acaba por desaparecer.
Cu: se oxida lentamente; como el hierro con HCl 2M. Al rato se ve un color azul claro, que se manifiesta también en el cobre. Acaba por desaparecer.
3.-HNO3 2M. Fe: más lentitud que HNO3 6M,
color amarillento más despacio. Acaba con un color negruzco. La punta no desaparece.
Cu: no ocurre nada a simple vista.
4.-Al: aluminio. HCl 2M: empieza a oxidarse
lentamente. HCL 0,1M: no ocurre nada. 5.- Zn: cinc. HCl 2M: se oxida; rapidez media,
burbujas blancas. Blanco menos intenso que NaOH con Al.
HCl 0,1M: se oxida muy lentamente, casi no se aprecia, pocas burbujas.
6.- NaOH 2M: hidróxido de sodio (es una base)
Al: se oxida. Acaba con un color
blanco intenso. Zn: parece que se oxida muylentamente; salen muy pocas burbujas.
7.- FeSO4 con 2
gotas de K 3(Fe(CN)6)
Se observa una coloración azul de bastante intensidad.
8.- HCl 2M con 2 gotas de
K 3(Fe(CN)6)
Fe: sobre el clavo de hierro del primer ensayo se ve una coloración azul sobre la punta, que nos indica que se ha oxidado.
CUESTIONES.
1.-El HCl ataca al Fe pero no al Cu. Diga que metales de los que aparecen en la tabla de tensiones serán atacados por un ácido en general y el gas que desprende. Igualmente diga que metales de la tabla no serán atacados por un ácido.
Los metales de la tabla que tengan un potencial de reducción negativo serán atacados por un ácido, es decir, los que se encuentren encima de la reacción 2H ++2e-.
Estos metales son el aluminio, el cinc y el hierro. Sin embargo el cobre no se verá atacado por un ácido, ya que serían los reductores en contacto con dicho ácido.
Desprenderán hidrógeno (H2), ya que los ácidos reaccionan con los metales
desprendiendo este gas.
2.- La única diferencia entre los ensayos 1 y 2 es la naturaleza del ácido que emplea. A raíz de sus observaciones, ¿qué gas se desprende en el ensayo 2? ¿Cuál de los 2 ácidos es más corrosivo? Es más corrosivo el ácido del segundo ensayo, ya que consigue oxidar al cobre.
Al oxidarse los metales tienen una ganancia de oxígeno, por lo tanto el gas que se desprenderá será dióxido de nitrógeno (NO2).
3.- ¿Qué conclusión importante puede obtener a partir de sus observaciones en el ensayo 4? Vemos como sólo oxida el ácido de mayor molaridad al aluminio: es el único capaz de oxidar su capa protectora. De esta forma vemos como influye la concentración molar de una disolución en su acción como oxidante.
¿Esa conclusión es válida para el ensayo 5? ¿Y en general? En el ensayo 5 también se aprecia, igual que en los casos en general, porque aunque en el ensayo 5 el cinc se oxide en los dos casos, se ve la diferencia de rapidez entre el HCl 2M y el HCl 0,1M.
4.- Basándose en los ensayos 2 y 3 diga qué factor condiciona el comportamiento de HNO3 como oxidante o como ácido. Encuentre una justificación a este hecho
observando la estequiometría de la reacción de reducción del ión NO3.
El HNO3 actuará de oxidante o de ácido dependiendo de su concentración, es decir de
su molaridad, porque podemos decir que su potencial se “ve rebajado” al encontrarse en menor medida en la disolución.
5.- El aluminio se corroe con dificultad porque su superficie se recubre de óxido que impide el contacto del metal con el medio oxidante. Según sus observaciones, ¿el aluminio se corroe más rápidamente en medio ácido o en medio básico? ¿Cuál de los dos medios disuelve mejor la capa de óxido de aluminio? En medio básico como hemos podido observar, ya que las bases son los compuestos que contienen el grupo OH y hemos visto que el NaOH 2M ataca con más rapidez al aluminio a igual molaridad con el HCl.
