Curso de Corrosion Basico-NACE-Español

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Curso de Corrosión

Básica

Capítulo 1

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Curso de Corrosión Básica, Manual del Estudiante

Definición de Corrosión

“La corrosión es el deterioro de una sustancia

(usualmente un metal) o sus propiedades debido a

la reacción con su medio ambiente”

Formas Básicas de la Corrosión

Existen muchas formas de la corrosión. Algunas son encontradas con frecuencia en la vida diaria y en nuestro trabajo. Otras requieren combinaciones específicas de materiales y medios ambientes que pueden ser raramente encontrados. Obtener un entendimiento de los mecanismos de esas formas de la corrosión y de cómo esos mecanismos resultan en formas de corrosión específicas es un importante primer paso en el control de la corrosión. Lo que podemos entender, más fácilmente lo podemos controlar.

En este curso, veremos que todas las formas de la corrosión, con la excepción de algunas formas de corrosión en alta temperatura, ocurren mediante la acción de celdas electroquímicas. Veremos que estas celdas pueden actuar de muchas formas, pero que sus principios generales, una vez comprendidos, pueden ser aplicados al entendimiento de la mayoría de las formas de la corrosión. Veremos que muchos de los métodos empleados en el control de la corrosión involucran la interrupción intencional de la acción de las celdas electroquímicas responsables.

En este curso discutiremos muchas formas de corrosión, incluyendo:

¹ Corrosión General ¹ Corrosión Localizada

- Corrosión por Picadura - Corrosión por Hendiduras - Corrosión Filiforme

¹ Corrosión Galvánica

¹ Fractura por Corrosión Asistida por el Medio ¹ Efecto de la Velocidad de Flujo en la Corrosión ¹ Corrosión Intergranular

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¹ Dealeado

¹ Corrosión por Rozamiento ¹ Corrosión en Alta Temperatura

Ejemplos de la Corrosión

Veremos una buena cantidad de ejemplos de corrosión que ocurren en nuestra vida diaria o en nuestro trabajo. Discutiremos los mecanismos activos en la iniciación y propagación de la corrosión. Los siguientes son ejemplos típicos de corrosión que describiremos y aprenderemos a combatir:

¹ Corrosión en Automóviles

¹ Corrosión Uniforme en Tubos de Acero al Carbón de Calderas ¹ Picaduras en Tuberías de Cobre

¹ Picaduras Debajo de Depósitos en Tubos de Acero al Carbón de Calderas

¹ Corrosión Galvánica en Acero Revestido con Cobre

¹ Corrosión Asistida por Esfuerzo (SCC) en Tubos de Acero Inoxidable en Calderas

¹ Erosión-Corrosión de Impulsores de Bombas de Hierro Colado

¹ Corrosión-Cavitación en Domos de Vapor

¹ Corrosión-Cavitación en Tuberías de Condensado ¹ Corrosión por Rozamiento en Rodamientos

¹ Corrosión Intergranular de Acero Inoxidable

¹ Deleado (Dezincificación) de Bulbos de Termómetro de Latón ¹ Dealeado (Grafitización) de Hierro Colado

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Significado de la Corrosión

La Corrosión es muy significante tanto en términos sociales como económicos.

Costos de la Corrosión

En los Estados Unidos, las pérdidas directas debidas a la corrosión son de más de $276 billones de dólares anuales o el 3.1% del Producto Interno Bruto (PIB) 1. Estas pérdidas incluyen productos domésticos tales como automóviles, calentadores de agua, plomería, y de superficies expuestas tales como canales en techos y cañerías de salida de agua. También incluye el costo de la corrosión en la industria, y pérdidas debidas al deterioro de infraestructura pública incluyendo puentes, edificios, sistemas de abastecimiento y desecho de agua y de otras empresas de servicio público.

El costo de la corrosión no puede ser eliminado completamente. Aún si la tecnología de control de corrosión pudiera eliminarla totalmente, habría que considerar el costo de las medidas de control en el análisis de reducción de los costos de corrosión. Como veremos, es usualmente más económico simplemente controlar la corrosión a un cierto límite, que eliminarla completamente.

¹ Corrosion Cost and Preventative Strategies in the United Status, September 2001, Report FHWA-RD-01-156

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Costos Relacionados con la Corrosión

1 Mantenimiento Excesivo/Reparación/Reemplazo

Si la corrosión no es propiamente considerada en el diseño inicial de un sistema, esto puede causar frecuentes paros no programados y la necesidad de mantenimiento excesivo, reparaciones y reemplazo de piezas dañadas para mantener el sistema en operación. El costo de estos factores comúnmente excede el costo de evitar la corrosión durante la etapa de diseño, mediante la selección de un material más resistente, cambios en las condiciones de operación del sistema, o la aplicación de otras medidas de control que serán descritas después en este curso.

1 Pérdida de Producción/Pérdida de Tiempo por Paros

Cuando el daño por corrosión ocurre y mantenimientos y reparaciones son requeridas, es usualmente necesario parar la producción. Estas interrupciones resultan en pérdida o reducción de ingresos a la planta, resultando en un gran impacto económico. Adicionalmente, puede haber altos costos en el paro y arranque de una planta industrial. Por ejemplo, el paro forzado y arranque de una planta eléctrica a base de combustibles fósiles puede costa más de $500,000 dólares al considerar costo de mano de obra, combustibles y otros costos asociados.

1 Contaminación de Producto

En muchas industrias, la contaminación de producto debido a productos de corrosión entrando a la corriente del proceso puede ser muy nociva. Esto es particularmente cierto para la industria procesadora de alimentos y farmacéutica, pero igual aplica a muchos otros procesos. El costo directo de este tipo de contaminación es la pérdida de valor de los productos contaminados; la contaminación también puede tener costos indirectos, pero esto será discutido más tarde.

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1 Pérdida de Producto

La pérdida de producto debido a fugas puede tener significantes costos, directos e indirectos. Los costos directos incluyen el valor del producto en sí, el costo de reparaciones, y los costos asociados al tiempo de falta de producción, incluyendo la salida o disparo de la planta y el restablecimiento de operación o arranque. Sin embargo, las fugas por corrosión pueden tener otros costos. Por ejemplo, la pérdida de materiales puede causar un daño colateral o de mayor efecto que el costo del producto perdido. Fugas en tuberías de sistemas de agua y/o sanitarios en edificios públicos y domésticos con frecuencia resultan en un gran daño colateral el cual es muchas veces mayor que el costo de reparar o prevenir fugas.

1 Pérdida de Eficiencia – Sobredimensiones y Costos por Exceso de Energía

En muchos casos, la corrosión puede ser prevenida empleando un sobredimensionamiento del sistema. Aunado a este costo directo, esto puede tener otros efectos económicos directos. Por ejemplo, el sobre diseño de tubos de un intercambiador de calor reducirá la eficiencia de intercambio, lo cual incrementará el consumo de combustible. El ensuciamiento de los tubos por productos de corrosión tiene un efecto similar.

1 Accidentes

La corrosión puede y desafortunadamente ha causado graves accidentes, resultando en lesiones a personas y pérdida de vidas. Los costos de accidentes relacionados con la corrosión tienen consecuencias económicas directas para cubrir esas pérdidas, y otros costos indirectos e implicaciones sociales. Por ejemplo, si una planta o industria ha tenido antecedentes negativos en sus registros de seguridad debido a corrosión u otras causas, el costo del seguro será mucho más alto que si un buen registro de seguridad hubiera sido mantenido.

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1 Incremento de Costos de Capital - Sobrediseño

Como se menciono anteriormente, el aumento de material extra en un sistema para tener mayor tolerancia a la corrosión, incrementa el costo de capital. Aquí también se incluyen los costos iniciales de otras medidas de control de corrosión, tales como recubrimientos, sistemas de protección catódica y equipos de inyección de inhibidores al sistema.

1 Limpieza de Contaminación Ambiental - Multas

Los costos de limpieza ambiental por derrame de productos se han incrementado considerablemente, debido a que se ha creado una conciencia de los efectos potenciales a corto y a largo plazo que estos derrames pueden tener en el medio ambiente. Hoy en día, la limpieza de derrames es un requerimiento legal. Aún si la compañía responsable del problema ya no es la propietaria del sistema afectado, la compañía propietaria de este sistema al tiempo del accidente o derrame puede ser responsable del costo de la limpieza. En caso de negligencia, la multa puede ser a los dueños del sistema o a los operadores del mismo. Estas multas son considerables y han excedido $1, 000,000 de dólares.

Consecuencias Indirectas de la Corrosión

1 Seguridad

La corrosión puede causar, y desafortunadamente ha causado muchos accidentes. La mayoría pudieron haberse evitado mediante la aplicación de medidas apropiadas de control de corrosión. Otras pudieron haber sido predichas y corregidas antes de lesiones a personas o pérdida de vidas.

1 Colapso Estructural

Afortunadamente, el colapso de una estructura debido a corrosión es raro, pero ocurre. Un fenómeno de corrosión asistida por esfuerzo en la varilla de acero de refuerzo del techo de concreto de una alberca, causo el colapso del mismo mientras la alberca estaba en uso. Varias personas murieron y otras quedaron lesionadas de gravedad.

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La corrosión también puede reducir la resistencia de estructuras respecto a otras fuerzas de la naturaleza, tales como terremotos.

1 Fugas

Las fugas en líneas o sistemas de transporte de materiales tóxicos o inflamables, obviamente representan un riesgo de seguridad. El fuego y explosiones causadas por corrosión en líneas subterráneas de transporte de gas son todas frecuentes pero evitables pérdidas debidas a corrosión. Sin embargo, las fugas resultantes en incendio y explosiones son más frecuentemente ocasionadas por terceras partes más que por corrosión.

1 Contaminación del Producto

Puede afectar la seguridad, en particular si la contaminación no es detectada, o si la relevancia de esto no se toma en cuenta sino hasta después que los productos han sido consumidos.

1 Alimentos

La contaminación de alimentos debido a corrosión puede ocurrir durante producción o almacenamiento. Antes que las propiedades tóxicas del plomo fueran apreciadas, la contaminación por corrosión de soldaduras de plomo en alimentos enlatados causo muchas enfermedades y muertes.

1 Productos Farmacéuticos

La contaminación de productos farmacéuticos no solo puede causar pérdida de producto durante producción, sino también su deterioro prematuro y pérdida de potencia del material durante almacenamiento.

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La contaminación de agua potable por productos de corrosión en líneas de distribución y otros componentes en instalaciones públicas y domésticas es común. La contaminación puede simplemente resultar desagradable a la vista, como en el caso de “agua rojiza”, donde inofensivos niveles de hierro producto de la corrosión en tuberías de acero causan una coloración desagradable al agua y en la superficie visible de accesorios de la instalación. Altos niveles de hierro también pueden ser un riesgo a la salud. Plomo libre producto de corrosión de tuberías y soldaduras de plomo usadas antes que las instalaciones de cobre son un real y significante riesgo. Además de la eliminación de plomo mediante sustitución de materiales, el tratamiento de agua para reducir la corrosión de instalaciones de plomo y la subsecuente liberación de plomo al agua, ha tenido éxito en algunos casos.

● Confianza del Consumidor

La corrosión puede ser relacionada con el mercado de un producto. Mejoras recientes en la resistencia a corrosión de automóviles, en particular con garantías de largo tiempo contra la corrosión es hoy en día una característica de venta mayor. Aún si la corrosión solo resulta en aspecto desagradable a la vista, un producto que tenga reputación de retener siempre un aspecto “como nuevo” tendrá siempre un mayor atractivo de ventas.

1 Pérdida de Respaldo

Donde el procesamiento o suministro continuo de un producto es requerido, sistemas de respaldo son provistos para asegurar una operación continua. Estos sistemas son usados en paralelo o bien cuando uno se requiera. En el primer caso, la corrosión en uno de los sistemas en paralelo resulta en pérdida de respaldo hasta que las reparaciones puedan ser efectuadas. En el segundo caso, la corrosión en el sistema primario causara pérdida del respaldo hasta que este sistema sea reparado. El peor escenario es el segundo caso, donde la corrosión ocurre en el sistema de respaldo y permanece sin detectar, hasta que la corrosión u otro problema requiere del uso del sistema secundario, el cual no puede cumplir su función debido al daño por corrosión que ocurrió durante el servicio de paro.

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1 Apariencia

La corrosión, en particular el familiar óxido rojo de la corrosión del hierro y el acero, es desagradable a la vista, aún cuando esto no interfiera con la operación del sistema. Un esfuerzo significativo es requerido simplemente para eliminar este desagradable aspecto, solamente por beneficio estético. Esto también aplica a la industria, donde la actitud de “buen vecino” es ahora más común, y donde la apariencia de la planta puede ser de considerable valor para los accionistas.

1 Aumento en las Regulaciones

Muchos aspectos del control de la corrosión están ahora regulados. Las leyes han sido orientadas hacia donde el daño que la corrosión puede causar tiene el potencial de afectar adversamente la salud y la seguridad pública. La legislación pertinente con aspectos relacionados con corrosión respecto a la operación de ductos que transportan líquidos peligrosos o gases inflamables, es un buen ejemplo de tales regulaciones.

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Curso de Corrosión

Básica

Capítulo 2

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Bases de la Electroquímica

Las bases de la Electroquímica están descritas en el libro NACE

Corrosión y Su Control en las páginas 1 -22.

La Corrosión Ocurre Mediante

Reacciones Electroquímicas

● Reacciones electroquímicas

- Ocurren en electrolitos, los cuales son líquidos que pueden conducir una corriente eléctrica

- Ocurren mediante intercambio de electrones

● El intercambio de electrones en reacciones electroquímicas ocurre en sitios separados

● Los electrones fluyen a través de metal desde uno de esos sitios a otro

Definición de Términos Usados en

Corrosión y Electroquímica

Materia

Materia es cualquier cosa que ocupa un espacio. La materia puede estar en forma de un sólido, líquido o gas. La materia puede ser formada por elementos, moléculas, compuestos químicos, o mezclas.

Elemento

Un elemento es una substancia que no puede ser reducida mediante reacciones químicas. Los elementos son los compuestos básicos que constituyen toda la materia. Hay 92 elementos naturales, que van desde el más ligero, el hidrógeno, al más pesado, el uranio. El hierro, el oxígeno y el oro son también elementos.

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Compuesto

Un compuesto es la combinación de dos o más elementos. Es una substancia pura y tiene una composición fija. Algunos ejemplos de compuestos son:

- Bióxido de Carbono – CO2

un átomo de carbono (C), y dos átomos de oxígeno (O)

- Sal - NaCl

un átomo de sodio (Na) y un átomo de Cloro (Cl)

- Agua – H2O

dos átomos de hidrógeno (H), y un átomo de oxígeno (O)

- Oxido Férrico – Fe2O3

dos átomos de hierro (Fe) y tres átomos de oxígeno (O)

Mezcla

Una mezcla es una combinación de elementos, compuestos o ambos unidos por fuerzas físicas en lugar de fuerzas químicas. Una mezcla no tiene una composición fija. El aire, por ejemplo, es aproximadamente 20% oxígeno y 78% nitrógeno, pero contiene también otras substancias, tales como el argón (1%) y cantidades variables de bióxido de carbono y vapor de agua. El suelo es una mezcla de minerales formados por elementos y compuestos, y contiene cantidades variables de esos minerales y vapor de agua. La mayoría de las rocas contiene uno o más de minerales que son en sí mismos compuestos, elementos, o mezclas.

Atomo

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átomo consiste de un núcleo rodeado de electrones. El núcleo contiene partículas positivamente cargadas llamadas protones, y todos los elementos, con la excepción del más ligero, el hidrógeno, contienen partículas neutras llamadas neutrones. Los electrones rodean el núcleo en orbitas. El número de electrones en un átomo es siempre igual al número de protones en el núcleo. Entonces, los átomos tienen una carga eléctrica neta de cero, por lo tanto son eléctricamente neutros.

Molécula

Una molécula es la partícula mas pequeña de un elemento o compuesto que retiene todas las propiedades químicas de ese elemento o compuesto.

Ión

Un ión es un átomo o molécula con carga. Un ión puede ser un anión (cargado negativamente) o bien u catión (cargado positivamente).

Tabla 2.1 Características de Iones

Anión

Catión

● Ión negativo ● Ión positivo

● Carga neta negativa ● Carga neta positiva ● Formado por la adición de

electrones

● Formado por la pérdida de electrones

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Tabla 2.2 Ejemplos de Iones

Anión

Catión

● Ión Sulfato (SO4=) ● Ión ferroso (Fe++)

● Ión cloro (Cl

-) ● Ión férrico (Fe+++) ● Ión hidroxilo (OH

-) ● Ión hidrógeno (H+)

Electrolito

Un electrolito es un líquido que contiene iones. Un electrolito puede conducir electricidad mediante el flujo de iones. Los aniones fluyen hacia el ánodo y los cationes fluyen hacia el cátodo. Un electrolito contiene igual cantidad de cargas dependiendo de los iones que contiene. Un electrolito puede ser altamente conductivo debido a su alto contenido de iones (agua de mar) o solo medianamente conductivo debido a su bajo contenido de iones (agua pura).

Reacciones de Oxidación/Reducción

La mayoría de las reacciones de corrosión son reacciones electroquímicas, llamadas reacciones de oxidación/reducción. Estas reacciones ocurren mediante intercambio de electrones. En reacciones de corrosión, este intercambio ocurre en sitios específicos. La oxidación ocurre en sitios llamados ánodos y la reducción ocurre en sitios llamados cátodos.

Los electrones despedidos de los ánodos viajan por el metal hacia el cátodo, donde los electrones son consumidos en la reacción de reducción. Las reacciones de corrosión ocurren en electrolitos que suministran los reactantes para esas reacciones.

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Tabla 2.3 Características de Oxidación y Reducción

Oxidación

Reducción

● Pérdida de electrones ● Ganancia de electrones ● Aumento en carga positiva ● Aumento en carga negativa ● Reducción de carga negativa ● Reducción de carga negativa ● Ocurre en el ánodo ● Ocurre en el cátodo

● Los electrones permanecen en el metal

● El metal es la fuente de electrones

Tabla 2.4 Ejemplos de Oxidación y Reducción

Oxidación

Reducción

Fe0 Fe++ + 2e- 2H+ + 2e- H2

Fe0 Fe+++ + 3e- 2H2O + O2 + 4e- 4(OH-)

Fe++ Fe+++ + e- O2 + 4H+ + 4e- 2H2O

La Corrosión como un Proceso

Electroquímico

Con la excepción de algunas reacciones de corrosión en alta temperatura, todas las reacciones de corrosión son reacciones electroquímicas ocurriendo en un electrolito.

En el ánodo, la oxidación ocurre y átomos del metal son removidos de la estructura metálica, siendo incorporados en el electrolito en forma de iones. Note que una reacción con oxígeno no es requerida para que la oxidación ocurra. En la terminología usada en corrosión, la oxidación es simplemente la formación de iones positivos mediante la pérdida de electrones. La reacciones que ocurren en el cátodo pueden involucrar muchos compuestos, pero la reducción de hidrógeno (H+ + e- …….. H0) y la reducción del agua ((2H2O + O2 + 4e- 4(OH-)) son reacciones catódicas

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Tabla 2.5 Características de Reacciones Anódicas y Catódicas

Reacciones Anódicas

Reacciones Catódicas

● Pérdida de electrones ● Ganancia de electrones ● Aumento en carga positiva ● Aumento en carga negativa ● Reducción de carga negativa ● Reducción de carga positiva

● Oxidación ● Reducción

● Los electrones permanecen en el metal

● El metal es la fuente de electrones

Veremos que las características de las reacciones anódicas y catódicas son esencialmente las mismas que para las reacciones de oxidación/reducción.

La Corrosión Requiere un Circuito

Completo

Cuando una reacción anódica ocurre, los electrones permanecen en el metal y, a menos que sean consumidos en reacciones en el cátodo, tenderán a detener la reacción de corrosión. La reacción en el ánodo que resulta en la pérdida de metal solo puede proceder tan rápido como los electrones son consumidos en el cátodo. La velocidad de cualquier reacción química es disminuida por formación o crecimiento de una barrera de productos de corrosión. En este caso, los productos de reacción de la reacción de oxidación son electrones que permanecen en el metal y iones metálicos que entran en la solución. Generalmente este tipo de reacción es descrito por:

M

0

M

n+

+ ne

-

La acumulación de iones metálicos en el electrolito o bien de electrones en el metal tenderá a reducir la velocidad de reacción. En muchas reacciones de corrosión, los iones metálicos son consumidos por reacción con otras moléculas o compuestos en el electrolito. Estas reacciones reducen el contenido de iones metálicos disueltos y permiten que la oxidación electroquímica

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proceda o continúe rápidamente. Los iones metálicos producidos por oxidación en el ánodo se combinan con otras substancias en el electrolito para formar productos de corrosión. La formación de productos de corrosión es una reacción de lado que puede afectar la velocidad de corrosión, pero no esta directamente involucrada en las reacciones electroquímicas de oxidación/reducción.

Las reacciones catódicas consumen electrones. Tres de las reacciones catódicas más comunes están en la Tabla 2-6. Muchas otras reacciones son posibles, dependiendo de la composición química del electrolito y otras condiciones.

Tabla 2.6 Ejemplos de Reacciones Anódicas y Catódicas

Reacciones Anódicas

Reacciones Catódicas

Fe0 Fe++ + 2e- 2H+ + 2e- H2

Fe0 Fe+++ + 3e- 2H2O + O2 + 4e- 4(OH-)

Fe++ Fe+++ + e- O2 + 4H+ + 4e- 2H2O

Los metales son generalmente buenos conductores de electricidad. A diferencia de un electrolito, lo cuales conducen electricidad mediante el flujo de iones, los metales conducen electricidad mediante el flujo de electrones. Los electrones fluyen en el metal de áreas con más carga negativa (exceso de electrones) hacia áreas con más carga positiva (pocos electrones).

Un punto de confusión es la diferencia entre el flujo de la corriente y el flujo de electrones. Cuando la electricidad fue estudiada por primera vez en el siglo XVII (1700´s), el mecanismo actual de flujo eléctrico no era conocido. Lo que se sabía era que algo fluía entre un circuito eléctrico (flujo eléctrico en metales y otros conductores sólidos) y un circuito electrolítico (flujo eléctrico a través de electrolitos). Los primeros científicos en este campo, tal como Benjamín Franklin, establecieron una convención para marcar o distinguir potenciales eléctricos y flujo eléctrico. Ellos arbitrariamente asignaron una carga positiva al conductor de carga eléctrica en un metal y, entonces, el flujo de esta carga iba de áreas más positivas hacia áreas más negativas en un circuito.

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en lo correcto, estaban equivocados! Al final del siglo XVIII (1800´s), los físicos descubrieron el electrón y encontraron que fue el movimiento del electrón cargado negativamente, el responsable del flujo de electricidad en los metales. Sin embargo, la convención permaneció y el flujo “convencional de corriente” en un circuito eléctrico es aún descrito como el flujo de carga positiva desde las áreas más positivas del circuito hacia las áreas más negativas. El flujo de electrones en el metal va en dirección opuesta.

En una celda de corrosión, los electrones fluyen a través del metal desde sitios donde las reacciones anódicas están ocurriendo hacia sitios donde ellos permiten que las reacciones catódicas ocurran.

e-M+ M+ M+ M+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ electrones Flujo Convencional E l e c t r o l i t o Figura 2.1

Flujo de electrones vs flujo convencional de corriente

e-M+ M+ M+ M+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ electrones

Anodo

E l e c t r o l i t o Figura 2.2 Celda de Corrosión

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La corriente eléctrica también fluye a través del electrolito para balancear el flujo de electrones en el metal. En este caso, los conductores de la corriente eléctrica son los iones en el electrolito.

Los aniones (iones cargados negativamente) fluyen hacia el ánodo y los cationes (iones cargados positivamente) fluyen hacia el cátodo.

La reacción completa de corrosión requiere de todos estos componentes para estar presente y activa.

Los componentes y características requeridos de una celda electroquímica son:

● ANODO

El ánodo es el sitio de pérdida de metal y donde los electrones son producidos.

● CATODO

El cátodo es el sitio donde los electrones producidos en el ánodo son consumidos.

● RUTA METALICA

La ruta metálica conduce los electrones de los sitios anódicos a los sitios catódicos.

● ELECTROLITO

El electrolito provee los reactantes para la reacción catódica y permite el flujo de iones.

Un punto muy importante es que si cualquiera de esos procesos puede ser disminuido o detenido, la reacción de corrosión es reducida o eliminada.

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Termodinámica

La termodinámica es la ciencia del flujo de energía. En algunas reacciones químicas, tales como el quemado de madera o petróleo, la energía es en forma de calor; entonces, el término es derivado de las raíces “termo” (calor) + dinámica (movimiento). En la corrosión, las reacciones químicas involucradas usualmente producen calor a una velocidad tan baja que es difícil de detectar. Sin embargo, en las reacciones de corrosión la energía fluye usualmente en forma de energía eléctrica.

El flujo de energía determina la dirección de todas las reacciones químicas, incluyendo las reacciones de corrosión. El contenido de energía en los metales es mayor que el contenido de energía de los productos de corrosión, resultantes de reacciones de corrosión. Los procesos naturales siempre tienden a reducir el contenido total de energía de un sistema. En este caso el sistema es el metal y su medio ambiente. En la naturaleza, los elementos metálicos se encuentran normalmente en forma de compuestos químicos, llamados minerales. El refinar estos compuestos a metales puros requiere de energía en forma de calor o electricidad. Entre más reactivos sean los metales, mayor energía será requerida para producir metales puros desde sus minerales. Desde un punto de vista de energía, la corrosión es simplemente el proceso natural de volver de estados de alta energía de los elementos como metales puros o aleaciones metálicas, a estados de más baja energía, donde ellos son combinados con otros elementos para formar compuestos químicos. De hecho, los productos de corrosión son a menudo los mismos compuestos que sus minerales. Por ejemplo, el mineral de hierro es primariamente óxido férrico (Fe2O3), el cual

es una forma común de la herrumbre producida por la corrosión del hierro y el acero. Otro punto interesante es que los metales que requieren poca energía para producir metales puros de sus propios minerales son más resistentes a la corrosión. En algunos minerales, el cobre se encuentra como metal puro y en algunos ambientes (pero no en todos) el cobre es estable y esencialmente libre de corrosión.

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Esta diferencia de energía es desprendida en forma de calor (normalmente no medible) y corriente eléctrica (fácilmente medible en la mayoría de los casos).

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Potencial

La medición de un potencial eléctrico es una forma de medir diferencias de energía. En corrosión, el ánodo (electrodo negativo) esta en un estado de energía más alto que el cátodo (electrodo positivo). Los electrones fluyen de un área de mayor energía a una de menor energía.

El flujo de electrones depende de la diferencia de energía existente entre el ánodo y el cátodo. Esta energía puede ser medida como una diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo, siempre que un voltímetro puede ser colocado entre el ánodo y el cátodo en el circuito eléctrico. Esta diferencia de energía (potencial) es normalmente del orden de unos pocos voltios o menor.

La medición de la diferencia de potencial entre acero galvanizado y cobre sumergidos en agua es un ejemplo de tal diferencia de potencial. El potencial del electrodo conectado al cable de prueba común es más negativo que el potencial del electrodo conectado al cable positivo cuando la lectura de potencial es positiva. El potencial del acero galvanizado es más negativo que el de cobre por 0.851 V. En este caso, el potencial en cada metal no fue medido; lo que se midió fue la diferencia de potencial entre ellos. Como en el caso de medir la altura en varios puntos de la tierra, es necesario establecer una altura de referencia a fin de hablar del potencial de electrodos individuales (ánodos y cátodos). En el caso de medir alturas desde la superficie de la tierra, el nivel del mar es la altura de referencia y tiene un valor arbitrario de cero. Un punto dado puede ser referido en términos de pies (ft) por arriba (o por abajo) del nivel del mar. La diferencia de altura entre dos puntos puede ser determinada substrayendo la altura del punto más alto (con respecto al nivel del mar) de la altura del punto más bajo (también respecto al nivel del mar). El nivel del mar es útil como altura de referencia porque es aproximadamente la misma alrededor de la tierra.

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En la medición de potenciales, un electrodo de referencia es frecuentemente empleado. Un electrodo de referencia es construido de tal forma que su potencial sea reproducible. Muchos tipos de electrodos de referencia pueden ser construidos, y cada uno es particularmente útil para un uso específico. Para uso en el laboratorio, al electrodo de referencia de hidrógeno ha sido asignado un potencial de cero. Otros electrodos de referencia que pueden ser usados más convenientemente en laboratorio o en campo pueden ser comparados con el arbitrario potencial de cero del electrodo de hidrógeno. Cuando los potenciales son medidos con respecto a electrodos de referencia que tienen valores diferentes de cero, es necesario indicar cual electrodo de referencia fue usado. En el caso de mediciones de alturas en puntos de la tierra, podemos medir la altura de diversos picos de montaña por arriba del nivel de un lago, y luego encontramos la altura de los picos respecto al nivel del mar, sumando la altura del lago por arriba del nivel del mar a la altura de los picos por arriba del lago.

Electrodos de Referencia

Los electrodos de referencia de calomel, palta y cobre son usados frecuentemente bajo condiciones de laboratorio o de campo. Para hacer un electrodo de referencia con un potencial reproducible, un metal es inmerso en un electrolito de una composición química reproducible, en particular, con un contenido específico de iones. ● Electrodo de Referencia de Calomel

Este electrodo de referencia es usado principalmente bajo condiciones de laboratorio. Esta compuesto de mercurio como metal y una solución de cloruro de potasio como electrolito con cloruro de mercurio (calomel) como compuesto intermedio. El potencial del electrodo de calomel depende de la concentración del cloruro de potasio empleado; las concentraciones comúnmente empleadas son saturado, 1 normal y 0.1 normal

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El electrolito en el electrodo de referencia y el electrolito en el cual es inmerso el electrodo a ser medido son puestos en contacto mediante un disco de vidrio poroso o un tubo capilar. El electrodo de referencia es normalmente construido de vidrio y no es lo suficientemente duradero para mediciones en campo.

● Electrodo de Referencia Plata-Cloruro de Plata

Este electrodo de referencia es usado bajo condiciones de laboratorio y de campo. El metal es la plata; la plata es recubierta con cloruro de plata. En el “tipo húmedo” del electrodo de plata, una solución de cloruro de potasio es usada como electrolito y el potencial del electrodo de referencia depende de la concentración del cloruro de plata. Una solución 1 normal o bien saturada es comúnmente empleada. El electrolito en el electrodo de referencia y el electrolito en el cual es inmerso el electrodo a ser medido son puestos en contacto mediante un disco de vidrio poroso o un tubo capilar.

En el electrodo de plata-cloruro de plata de “tipo seco”, la plata recubierta con cloruro de plata es directamente inmersa en el electrolito que contiene el electrodo a ser medido. Este tipo de electrodo de referencia es más comúnmente usado en agua de mar, donde la concentración de cloruro (el ión importante respecto al potencial de este electrodo de referencia) es razonablemente constante. El electrodo de referencia de cloruro de plata de tipo seco es particularmente fuerte y es ampliamente usado para medir potenciales de metales en agua de mar.

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1 Electrodo de Referencia de Cobre-Sulfato de Cobre

El electrodo de referencia de cobre-sulfato de cobre es ampliamente usado en medición de potenciales en suelos y en agua fresca. Consiste de una varilla o alambre de cobre inmerso en una solución saturada de sulfato de cobre. El contacto entre el electrolito de sulfato de cobre y el electrolito externo es por medio de un tapón poroso, normalmente hecho de un material cerámico o madera. El electrodo de cobre-sulfato de cobre es particularmente fuerte y barato.

Al medir potenciales es importante conocer y registrar el tipo de electrodo de referencia que es usado. En la diapositiva, el potencial del zinc es medido usando un electrodo de referencia de cobre-sulfato de cobre. En este caso, el zinc es conectado a la terminal negativa. Una lectura positiva en el volmetro indica que el potencial del zinc es más negativo que el del electrodo de referencia cobre-sulfato de cobre por 1.029 V. El potencial debe ser reportado como -1.029 con respecto al electrodo de referencia de cobre-sulfato de cobre. La información anterior es usualmente registrada como -1.029 V vs Cu/CuSO4

● Comparación de Potenciales Medidos usando Diferentes Electrodo de Referencia

Los potenciales de los comúnmente empleados electrodos de referencia son medidos con respecto al electrodo de referencia de hidrógeno bajo condiciones de laboratorio. Los potenciales son:

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Electrodo de Referencia

Potencial

(Volts)

Hidrógeno 0.000

Calomel (saturado) +0.2415

Calomel (normal) +0.2800

Calomel (0.1 Normal) +0.3333

Plata-Cloruro de Plata (saturado) +0.2250 Plata-Cloruro de Plata (normal) +0.2222 Plata-Cloruro de Plata (tipo seco

en agua de mar)

+0.2500

Cobre-Sulfato de Cobre +0.3160

Para comparar electrodos de referencia de uno a otro, simplemente hay que restar el potencial de un electrodo de referencia del otro para obtener la diferencia entre ellos. Por ejemplo, la diferencia de potencial entre un electrodo de referencia de plata-cloruro de plata de tipo seco en agua de mar y un electrodo de referencia de cobre-sulfato de cobre será:

0.3160 V -0.2500 V 0.0660 V

El electrodo de cobre-sulfato de cobre es más positivo que el electrodo de plata-cloruro de plata de tipo seco en agua de mar por 0.066 V

Por ejemplo, el potencial de un electrodo (un tubo de metal) inmerso en un electrolito (tierra húmeda) medido usando un electrodo de referencia puede ser relacionado al potencial de la misma combinación medida usando cualquier otro electrodo de referencia. Es útil mostrar los potenciales en una tabla de tal forma que será claro cuando adicionar o restar la diferencia de potenciales de los electrodos de referencia.

En este caso, el potencial de el metal será -0.850 V si es medido usando un electrodo de referencia de cobre-sulfato de cobre y, si todo permanece igual, el potencial será de -0.775 si es medido usando un electrodo de referencia de calomel saturado.

(30)

En estos casos, el potencial del metal deberá ser reportado como -0.850 V con respecto al electrodo de referencia de cobre-sulfato de cobre, y de -0.775 V con respecto al electrodo de referencia de calomel saturado.

Las Series Galvánicas

Las series galvánicas son una lista de metales con sus potenciales en orden en un medio ambiente específico. Una serie galvánica es similar, pero muy diferente, a la serie de potencial electromotriz, como veremos después en esta sección. La serie galvánica puede ser diferente para diferentes medio ambientes. La más serie galvánica más comúnmente vista es para metales en agua de mar. Una corta lista de la anterior se tiene a continuación:

Lado Activo (Más Negativo) Magnesio Zinc

Aleaciones de Aluminio Acero al Carbón

Hierro Colado

Acero Inox 13%Cr (tipo 410) (Activo)

Acero Inox. 18-8 (tipo 304) (Activo)

Bronce Naval Bronce Amarillo Cobre

Aleación Cobre-Níquel 70-30 Acero Inox 13%Cr (tipo 410) (Pasivo)

Titanio

Acero Inox. 18-8 (tipo 304) (Pasivo)

Grafito Oro Lado Noble (Más Positivo) Platino

(31)

Si los potenciales de metales son medidos en otro medio ambiente y enlistados en orden de sus potenciales, puede ser desarrollada una serie galvánica para ese medio específico. Pueden darse cambios en las posiciones de varios metales en las series galvánicas para diferentes ambientes. La series galvánicas son muy útiles para determinar las interacciones entre metales cuando son acoplados. Más información sobre el uso de las series galvánicas será dada después en ente curso.

Algunos metales, tal como el acero inoxidable 13% Cr (tipo 410) y el inoxidable 18-8 (18%Cr – 8%Ni) se indican en dos posiciones en las series galvánicas. La importancia de esto será discutida después.

Hay una tendencia general de los metales activos a corroerse más rápidamente que aquellos metales que son menos activos, pero esto solo es solo una tendencia y hay muchas excepciones. La series galvánicas solo consideran el potencial de corrosión. Muchos otros factores afectan las velocidades de corrosión.

La Ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst es una ecuación electroquímica que relaciona los potenciales de metales puros en soluciones con concentraciones variables de iones. La ecuación de Nernst es dada por:

ln

0

x

nF

RT

E

=

−

(

productos de reacción

)

(

reactantes

)

(32)

donde:

E = Potencial de reacción actual

E0 = Potencial bajo condiciones estándar (actividades = 1)

R = Constante de los gases T = Temperatura ( K )

n = Número de electrones transferidos en la reacción F = Constante de Faraday

ln = logaritmo natural

actividad = 1 para metales en su estado metálico

1 para iones en concentración 1M (1 mol w/L) que es más o menos igual a la concentración de iones en soluciones diluidas (en términos de concentración molar)

Usando una temperatura estándar de 720F, los valores normales para las constantes R, T y F, y convirtiendo el logaritmo natural a logaritmo base 10, la ecuación de Nernst queda como:

log

059 .

0

x

n

E

=

−

Esta ecuación es aplicable a muchas reacciones de corrosión y a los potenciales de electrodos de referencia. Por ejemplo, si el potencial de la reacción Fe0 Fe++ + 2e- es reportado en volts (vs el electrodo de hidrógeno) cuando la actividad de los iones Fe++ es 1 (1 mol/L = 55.85 g/L) ( actividad del ión Fe++ es 1), entonces E0 es -0.44 V. La concentración de Fe++ entonces puede cambiar y el potencial resultante puede ser calculado. Digamos que la nueva concentración de Fe++ es reducida a 0.1 M (actividad de 0.1); el nuevo potencial (E) es:

)

(

410 .

0

1 )

1 .

0 (

log

2

059 .

0 )

(

44 .

0 V

x

V

E

=

−

=

−

La ecuación de Nernst explica la diferencia entre los potenciales obtenidos del electrodo de referencia de calomel con diferentes concentraciones de cloruro de potasio. El electrodo de referencia

(productos de reacción) (reactantes)

(33)

tiene un potencial estándar de E0.

Cuando la concentración de cloruro de potasio cambia, el potencial del electrodo de referencia cambia. Por ejemplo, cuando un electrodo de calomel tiene una concentración de cloruro de potasio de 0.1 M, la ecuación de Nernst puede ser usada para comparar el potencial de este electrodo de referencia con el estándar, el cual esta a una concentración 1 M de cloruro de potasio. Note que en la reacción en el electrodo de referencia de calomel, solo un electrón es transferido,

)

(

3390

.

0

1 )

1 .

0 (

log

1

059 .

0 )

(

28 .

0 V

x

V

E

=

+

−

=

+

La pequeña diferencia (0.0053 V) en el potencial calculado (0.3390V) y el potencial previamente dado para el electrodo de referencia de calomel 0.1 N (0.3337 V) es debida al uso de la concentración de cloruro de potasio en vez de su actividad.

●

Serie fem

La serie de fuerza electromotriz es similar a las series galvánicas ya que se tiene también un listado de potenciales de oxidación en orden respecto a sus valores. Sin embargo, las series galvánicas ordenan los metales de acuerdo a sus potenciales en un solo medio ambiente. La serie fem dan la lista de metales en orden de sus potenciales en soluciones de concentraciones estándar de iones (1 M). La serie fem es también llamada la series estándar de oxido/reducción (redox). Estas son los potenciales E0 para metales puros en solución de sus iones a una actividad de 1. La serie fem puede ser usadas para determinar si un metal se corroerá en un medio ambiente dado. Un metal con una fem más negativa tenderá a oxidarse, y un metal con una fem más positiva tenderá a reducirse. En el caso de zinc en agua (el agua reacciona al potencial de hidrógeno), el zinc tiene un potencial más negativo qoe el hidrógeno y tenderá a corroerse. En el caso de cobre en agua, el cobre tiene una fem más positiva que el hidrógeno y tenderá a ser estable. Es importante recordar que la serie fem es para metales puros en soluciones con actividad estándar.

(34)

Las reacciones de materiales de ingeniería impuros en otras soluciones pueden y serán diferentes.

Diagramas de Pourbaix

Los diagramas de Pourbaix son empleados para predecir la estabilidad de metales y productos de corrosión en medios con pH variable. El pH es la relativa acidez o alcalinidad de una solución. Un pH de 7 es el valor neutro, uno menor a 7 es ácido, y uno mayor a 7 es alcalino. El pH será discutido en mayor detalle después.

Un diagrama de Pourbaix es dado en la página 6 del libro Forms of

Corrosion – Recognition & Prevention. Las áreas donde el metal se

muestra (Fe en este caso), indican la estabilidad del hierro bajo esas condiciones de pH y potencial. Donde los iones son estables (en este caso Fe2+ y Fe3+), se espera que el hierro se corroa fácilmente. En condiciones donde productos de corrosión se forman (en este caso Fe(OH)2 Fe(OH)3 y H(FeO2-)- reacciones para

formar esos compuestos o iones son posibles, pero en algunos casos, los productos de corrosión pueden cubrir totalmente la superficie metálica e inhibir la corrosión.

Los diagramas de Pourbaix son muy útiles para predecir si la corrosión puede o no ocurrir bajo ciertas condiciones de pH y potencial, para estimar la composición de los productos de corrosión, y para predecir que cambios en pH y potencial pueden incrementar, reducir o eliminar la corrosión.

(35)

Cinética

La cinética es el estudio de la velocidad. Aplicada a corrosión, la cinética determina las velocidades de los procesos químicos responsables de la corrosión. Así como el flujo de corriente (electrones, en realidad) es muy fácil de medir, normalmente medimos las velocidades de reacciones electroquímicas responsables de la corrosión midiendo el flujo de corriente. La cantidad de corriente fluyendo sobre un período de tiempo puede ser usada para calcular la cantidad de pérdida de material.

Ley de Faraday

La ley de Faraday da la relación entre el flujo de corriente y la cantidad de material corroído. La ley de Faraday es dada por:

nF

MtI

W

=

donde: W = cantidad de material que reacciona M = peso atómico del material que reacciona t = tiempo en segundos

I = flujo de corriente en amperes n = número de electrones transferidos

F = constante de Faraday = 96,500 C (amp-seg) peso atómico

Por ejemplo, digamos que una corriente de 2 A fluye en una celda de corrosión por un período de 24 h. Si el ánodo en la celda es hierro y reacciona para formar Fe++, cual es el peso del hierro que reacciona?

(36)

Curso de Corrosión Básica, Manual del Estudiante © NACE International, 2004 01/15/04 M = 55.85 g t = 86,400 s I = 2 A n = 2 electrones transferidos F = 96,500 coul/g peso atómico

g

x

nF

MtI

W

50

500 ,

96

2

2 86400

85 .

55 ₌

=

La misma corriente fluyendo por un año corroerá 365 x 50 = 18,250 g, o aproximadamente 40 lb de hierro.

Curvas E Log i (Diagramas de Evans)

Los diagramas de Evans son de utilidad porque muestran como funcionan las celdas electroquímicas. En un diagrama de Evans, el potencial es típicamente graficado en el eje vertical, y el logaritmo de la corriente es graficado en el eje horizontal. Estos diagramas muestran el efecto de la polarización en el comportamiento de corrosión.

La polarización es el cambio de potencial en la superficie de un metal debido a un flujo de corriente. En una celda de corrosión, el ánodo y el cátodo están sujetos a polarización de grado variable. Los comportamientos de polarización de ánodos y cátodos en una celda de corrosión afectan mucho el flujo de corriente en la celda, afectando de manera importante la velocidad de corrosión del ánodo. En un diagrama de Evans, el potencial a circuito abierto (no acoplado) de el ánodo y el cátodo son representados por puntos en el eje vertical, como se observa en el siguiente diagrama.

(37)

Figura 2.3 Potenciales a Circuito Abierto

Así como la corriente fluye desde el ánodo, el potencial del ánodo cambia al incrementar la corriente, como se muestra abajo.

Figura 2.4 Polarización del Anodo

X

E

Potencial a circuito abierto del cátodo

Potencial a circuito abierto del ánodo

( + ) ( - ) Más Negativo Más Positivo Log i X X E ( + ) ( - ) Más Negativo Más Positivo Polarización Anódica Log i

(38)

Note que el potencial del ánodo se hace menos negativo con el flujo de corriente.

Ya que la corriente también fluye por el cátodo, éste también se polariza al aumentar la corriente, como se muestra abajo:

Figura 2.5 Polarización del Cátodo

Cuando ambas, la polarización anódica y la catódica se muestran en el mismo diagrama de Evans, la corriente de corrosión fluyendo en la celda puede ser determinada como se muestra en la Fig 2.6.

X X E ( + ) ( - ) Más Negativo Más Positivo Polarización Catódica Log i

(39)

Figura 2.6 Celda Completa de Polarización Combinada

Los diagramas de Evans serán usados en el curso para mostrar los efectos de cambios en las características de la polarización del ánodo y del cátodo en las corrientes de corrosión.

Efectos del Area

En reacciones de corrosión, la densidad de corriente, medida en unidades de corriente por unidad de área, tal como miliamperios por centímetro cuadrado, es usada porque la densidad de corriente, en lugar de la corriente total determina la intensidad de una reacción electroquímica sobre una superficie. Para la misma cantidad de corriente total, el efecto de una reacción electroquímica tendrá un efecto menos intenso sobre un electrodo grande que en uno más pequeño. La reacción total será la misma en ambos casos, pero en el caso del electrodo más chico, el efecto se concentra en un área menor. El efecto de la densidad de corriente puede ser mostrado usando un diagrama de Evans. En la Fig 2.7, se muestra la polarización de una celda con áreas anódicas y catódicas iguales. X X

E

( + ) ( - ) Más Negativo Más Positivo Corriente de Corrosión Log i

(40)

Figura 2.7 Anodo y Cátodo con Areas Iguales

Si el área del cátodo es reducida, la corriente será más intensa en la superficie del cátodo y su polarización aumentará como se muestra abajo:

Figura 2.8 Cátodo más Pequeño

X X

E

( + ) ( - ) Más Negativo Más Positivo Corriente de Corrosión Log i X X E ( + ) ( - ) M ás Negativo M ás Positivo Corriente de Corrosión Inicial Log i Nueva Corriente de Corrosión

(41)

En este ejemplo, el aumento de polarización del cátodo reduce de forma significante la corriente de corrosión. Como el área del ánodo no cambia, la corriente de corrosión se extiende sobre la misma área del ánodo. La cantidad total de material reaccionando y la corrosión en cualquier punto se reducen.

Si de cualquier forma, el área del ánodo se reduce mientras el área del cátodo permanece igual, se encuentra un efecto diferente. Como se ve en la Fig. 2.9, el flujo total de corriente se reduce, pero ahora la corriente se concentra en una ánodo más pequeño. Aún cuando una menor cantidad de material se pierde, esta pérdida se concentra en un ánodo más pequeño, y la intensidad de corrosión puede en realidad incrementarse.

Figura 2.9 Efectos de Area – Anodo más Pequeño

El efecto de la razón relativa de áreas será cubierto en más detalle en la sección sobre Corrosión Galvánica de este curso.

X X

E

( + ) ( - ) Más Negativo Más Positivo Corriente de Corrosión Inicial Log i Nueva Corriente de Corrosión

(42)

Celdas Electroquímicas

Cuando en una celda electroquímica existe una diferencia de potencial entre dos electrodos y estos son conectados eléctricamente y expuestos a un electrolito, la corrosión puede ocurrir.

Corrosión Galvánica

Cuando la diferencia de potencial es creada por diferencias de composición química entre electrodos, la corrosión resultante es llamada corrosión galvánica.

Corrosión por Celdas de Concentración

Cuando la diferencia de potencial es creada por diferencias en el medio ambiente para diferentes áreas en el mismo metal, la corrosión resultante es llamada corrosión por celdas de concentración. Las hendiduras de cualquier forma, metal-metal o metal-no metal, que permiten que el electrolito penetre en el espacio entre ambas secciones pero impide la circulación del electrolito puede causar diferencias en concentración del medio, responsable de la corrosión por celdas de concentración. Detalles de este tipo de corrosión serán cubiertos después en otra sección de este curso.

Celdas Activa / Pasiva

Cuando una parte de la superficie de un metal es cubierta con una película de productos de corrosión que inhiben la corrosión, la diferencia de potencial entre la porción de metal cubierta y la porción del metal que no está cubierta puede crear una celda de corrosión. En la mayoría de casos, el área cubierta con productos de corrosión es catódica respecto al área no cubierta. Esto es indicado en las series galvánicas, donde el acero inoxidable se observa en dos posiciones. La posición “activa” representa el material descubierto, y la posición “pasiva” es aquella del material cubierto. En este caso, la diferencia de potencial es grande y la celda de corrosión puede ser muy activa.

(43)

Esta gran diferencia de potencial puede causar un ataque localizado muy rápido si la relación de áreas ánodo/cátodo es pequeña (ánodo chico/cátodo grande). Esto será discutido en mayor detalle en la sección de corrosión por picaduras.

Corrosión Termogalvánica

La temperatura puede afectar los potenciales de corrosión de los metales. En muchos casos, un metal expuesto a una temperatura más alta tendrá un potencial más activo (negativo) que si está a menor temperatura. Entonces, el metal a mayor temperatura será un ánodo si es eléctricamente conectado al mismo metal a más baja temperatura. Un resultado de este efecto es la corrosión termogalvánica entre las tuberías caliente y fría de instalaciones domésticas de cobre cuando ambas son enterradas en los cimientos de concreto. En este caso, las superficies externas de la tubería caliente pueden corroerse debido a diferencias de potencial.

Metales diferentes muestran diferentes grados de cambio de potencial con la temperatura. En algunas aguas potables, el potencial del hierro es más negativo que el potencial del zinc, y entonces el acero galvanizado (recubierto con zinc) de calentadores de agua no funcionan bien. Esto se muestra abajo:

(44)

Figura 2.10 Cambio inverso del Potencial Zinc-Hierro

A más bajas temperaturas, el hierro es el cátodo y el zinc se corroe preferencialmente y esto pasa en realidad. A mayor temperatura, esta situación se revierte y el hierro se corroe preferencialmente, causando agua “roja” contaminada por herrumbre y rápida corrosión del tanque de agua.

Potencial Más Negativo

Más Positivo

Potencial del hierro

Temperatura Potencial del zinc

(45)

Pasividad

La pasividad es la reducción de reactividad química de un metal o aleación bajo ciertas circunstancias. En algunos casos, la formación de una película de oxido ocurre naturalmente en el aire y provoca una reducción substancial de la corrosión de esos materiales. Es de esperar que el aluminio, con su muy activa posición en las series galvánica y electromotriz, se corroa rápidamente. Pero debido a la presencia de una muy delgada y fuertemente adherida película de oxido de aluminio que forma el aluminio bajo exposición al aire, el aluminio y sus aleaciones tienen buena resistencia a la corrosión en muchos medios ambientes donde la película de oxido responsable de su pasividad es estable. En algunos casos, como en los aceros inoxidables, metales activos tales como el cromo son adicionados al hierro. El metal activo (cromo) ayuda a formar una fuertemente adherida película de oxido responsable de su resistencia a la corrosión en muchos ambientes. La adición de otros elementos, tales como el níquel y el molibdeno en aleaciones hierro-cromo mejora aún más la estabilidad de la película pasiva y mejora la resistencia a la corrosión en una amplia variedad de medios ambientes.

Un incremento en el poder oxidante del medio también puede mejorar la estabilidad de la película pasiva en algunos metales. Esto puede ocurrir cuando un fuerte agente oxidante, tal como el ácido nítrico, esta presente en cantidades moderadas. El efecto del agente oxidante incrementa la estabilidad de la película pasiva y reduce substancialmente la velocidad de corrosión. Cuando el poder oxidante del electrolito se incrementa demasiado para algunas aleaciones, la película pasiva pierde su estabilidad y la velocidad de corrosión se incrementa. Este fenómeno es conocido como transpasividad. El comportamiento de un metal pasivo respecto al incremento del poder oxidante de un electrolito se observa en la Fig. 2.11.

(46)

Figura 2.11 Pasividad

Un efecto similar puede ser producido para algunos metales en ciertos medios ambientes si una corriente es aplicada a la superficie del metal y hacerla más negativa. Esto tiene el mismo efecto de incrementar el poder oxidante del electrolito. Si el potencial es mantenido de tal forma que el metal permanece en el rango pasivo, la corrosión puede ser reducida a niveles bajos. Este es el principio básico de la protección anódica, la cual será discutida después en este curso.

Transpasividad Activo Velocidad de Corrosión Pasivo Poder Oxidante

(47)

Curso de Corrosión

Básica

Capítulo 3

(48)

(49)

Introducción

La corrosión es la interacción de un material y el medio ambiente donde esta expuesto. Un entendimiento del medio ambiente y los factores que afectan la corrosión son importantes para entender la corrosión. Entender el medio ambiente nos ayuda a determinar que factores contribuyen en la actividad corrosiva, y con frecuencia conduce a la identificación de métodos apropiados de control de la corrosión.

Los ambientes de corrosión típicamente son clasificados en cuatro tipos principales: atmosférico, subterráneo, líquido y alta temperatura. Esta forma de clasificación es arbitraria, pero ha sido desarrollada por ingenieros de corrosión a través de los años. Cada medio ambiente tiene características que pueden variar considerablemente con el tiempo y pueden afectar la corrosión de los materiales de muchas maneras diferentes.

En algunos casos, los materiales de interés pueden ser expuestos a más de un tipo de ambiente. Por ejemplo, las partes de un barco pequeño que están justo por debajo de la línea de agua deben ser resistentes a ambos, el medio inmerso y el medio atmosférico si el bote es llevado a tierra para transportación o almacenamiento.

(50)

Corrosión Atmosférica

Las exposiciones en atmósferas naturales son clasificadas dentro de cuatro tipos con el propósito de entender su efecto en la corrosión. Se asume que todas esas atmósferas están compuestas por una mezcla de oxígeno (aprox. 20%) y nitrógeno (aprox. 78%). Mientras que el oxígeno presenta en la atmósfera natural e importante en corrosión atmosférica, este permanece prácticamente constante tan lejos como la reacción de corrosión vaya. Son otros materiales de la atmósfera los que varían considerablemente y que deben ser propiamente identificados para entender la corrosión atmosférica.

Estos materiales incluyen sólidos, líquidos y gases. ● Sólidos

Un ejemplo de sólidos que afectan la corrosión atmosférica es la sal presente en la mayoría de los ambientes marinos. Esta sal puede ser transportada tierra adentro, creando un ambiente de tipo marino a varias millas de la costa.

● Líquidos

el mejor ejemplo de un líquido que afecte la corrosión es el agua. Como veremos, la corrosión ocurre a mucha mayor velocidad cuando las superficies están húmedas que cuando están libres de agua líquida. No solo es importante la cantidad de lluvia, sino también es importante su distribución con el tiempo y el tiempo requerido de secado. La humedad puede ser benéfica porque puede remover contaminantes corrosivos de las superficies expuestas. Mientras que la lluvia es bastante efectiva en esta limpieza, la niebla o condensación son menos efectivas, ya que estas incrementan el tiempo de mojado. La humedad por lluvia o por condensación puede acumularse en hendiduras u otras áreas donde el agua puede ser atrapada y mantenida. Esto crea condiciones húmedas por largos períodos de tiempo, quizá de manera continua. Los efectos de la niebla y la condensación son controlados por la humedad relativa del medio ambiente.

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La humedad relativa es una medida del contenido de humedad actual de la atmósfera comparado con la máxima cantidad de vapor de agua que puede ser mantenido a una temperatura específica. Los cambios de temperatura relativos al tiempo son también importantes en evaluar los efectos de la niebla y la condensación. Una superficie caliente puede permanecer seca aún cuando la temperatura del aire del medio caiga por debajo del punto de rocío. La humedad empezará a colectarse en superficies que están a la temperatura del aire o por debajo de esta. Si la temperatura de la superficie esta por debajo que la del aire ambiente, como en el caso de un edificio durante la madrugada, las superficies pueden permanecer por debajo del punto de rocío y colectar y mantener humedad por largos períodos de tiempo aún cuando la temperatura del aire este por arriba de la temperatura del punto de rocío. Con el acero, los efectos de la humedad relativa usualmente predominan sobre los efectos de la temperatura en exposición a la atmósfera.

● Gases

Entre los gases que pueden afectar la corrosión se incluyen al nitrógeno y óxidos de azufre, los cuales están presentes en la corrosiva lluvia ácida que forma parte de nuestra industrializada sociedad. Estos gases también pueden disolverse en la niebla y el rocío y crear condiciones más agresivas que la lluvia ácida, ya que tienden a permanecer en las superficies y concentrarse en vez de ser diluidos mediante la acción de lavado.

● Temperatura

La temperatura afecta la corrosión atmosférica. Aunque la corrosión normalmente se incrementa al aumentar la temperatura, altas temperaturas pueden tener el efecto benéfico de mantener seca las superficies, reduciendo el tiempo de mojado. En el caso de la corrosión del acero, los efectos benéficos de una temperatura elevada en la reducción de los tiempos de mojado usualmente prevalecen sobre los potenciales efectos adversos de incrementar la temperatura.