Instituto Universitario Politècnico

“Santiago Mariño”

Extensión-Porlamar

Anàlisis crìtico sobre la Corrosiòn.

Profesor:

Julian Carneiro

Alumna:

Adriana Adriàn

C.I:24.845.692

Escuela de Ing. Quìmica

Porlamar, 28 de septiembre de 2015

Anàlisis:

La corrosiòn se conoce actualmente como uno de los fenòmenos quìmicos màs destructivos, que se encarga de la deformaciòn o destrucciòn de materiales naturales o fabricados por el hombre. Personalmente, pienso que como futuros ingenieros, el saber que esto no se puede evitar por completo es desmotivador, pero la necesidad de buscar mitigarlo es inevitable. La corrosiòn siempre ha existido, pero el uso de metales que generalmente se utilizan en nuestro dìa a dìa en forma de òxido, sales u otros compuestos, siendo muy raro encontrarlos en su forma metàlica pura, le ha generado a la ciencia la gran necesidad de estudiar este fenòmeno, ya que los materiales antes mencionados son los màs afectados, pero sus buenas propiedades mecànicas y elèctricas nos obligan a seguir haciendo uso de ellos. En el campo de la ingenierìa, son muy utilizados en la elaboraciòn de sistema de tuberìas, piezas automovilìsticas, tanques metàlicos, aviones, contenedores de combustible, reactores quimìcos y muchas otras màquinas o elementos, con los que tenemos que trabajar a diario.

La corrosiòn le ha costado mucho a la sociedad, ha generado pérdidas econòmicas incalculables y màs que estas, que de alguna u otra manera pueden ser reemplazadas o se pueden comprender con una pèrdida material o monetaria màs. Ha generado pèrdidas de productos quìmicos encontrados en contenedores (petròleo, gasoil, gasolina, gas), lo que ha causado derrames y por ende contaminaciòn ambiental (atmosfèrica, oceànica), productos que tardan miles de años en descomponerse o perder su efectividad ante el medio.

Se puede decir que en el mundo esta comprobado que hasta pèrdidas humanas ha provocado, como en el caso de accidentes aèreos ocurridos por corrosiòn bajo tensiones, o incendios ocasionados por pèrdidas masivas de combustible.

Como futuros ingenieros quìmicos, pienso que deberìamos valernos de nuestros conocimientos en ciencias de los materiales, electroquìmica y velocidad de las reacciones quìmicas, a fin de lograr saber la velocidad en la que un metal se puede corroer, para asì controlarlo en el tiempo necesario y de esta manera tornar las pèrdidas de este fenòmeno a mìnimas y despreciables.

Ejercicios:

1) Una pila galvánica consta de un electrodo de cinc en una disolución 1 M de ZnS04 y otro electrodo de níquel en una disolución 1 M de NiSO4. Ambas disoluciones están separadas por una pared porosa para impedir la mezcla entre ellas. Un cable externo con un interruptor conecta los dos electrodos. En el momento en que cerramos el interruptor:

a) ¿En qué electrodo se produce la oxidación?

b) ¿Qué electrodo es el ánodo de la pila?

c) ¿Qué electrodo se corroe?

d) ¿Cuál es la fem de la pila en el momento de la conexión?

Las semirreacciones de la pila son: Zn ® Zn2+ + 2e- E 0 = -0,763 V Ni2+ ® Ni + 2e- E 0 = +0.250 V

a) La oxidación tiene lugar en el electrodo de zinc ya que la semirreacción del zinc tiene un potencial (E0 = -0,763 V) más negativo comparado con el potencial de la semirreacción del níquel (E0 = -0,250 V).

b) El electrodo de zinc es el ánodo ya que la oxidación ocurre en el ánodo.

c) El electrodo de zinc es el que oxida puesto que es en el ánodo donde tiene lugar este fenómeno.

d) La f.e.m. se obtiene sumando las dos reacciones:

Reacción anódica: Zn ® Zn2+ + 2e- E 0 = -0,763 V

Reacción catódica: Ni2+ + 2e- ® Ni E 0 = +0.250 V

Reacción total: Zn + Ni2+ ® Zn2+ + Ni E 0 pila= -0,513 V

2) Determina si la reacción redox que se expresa mediante la ecuación iónica siguiente es espontánea o no, en condiciones estándar.

Cu2+ (aq) + Cr(s)} Cu(s) + Cr3+ (aq)

Datos: E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V; E0 (Cr3+/Cr) = -0,74 V

La reacción escrita arriba es la suma de estas dos semirreacciones:

Semirreacción de reducción: 3 (Cu2+ + 2 e-} Cu) E0 = 0,34 V

Semirreacción de oxidación: 2 (Cr} Cr3+ + 3 e- ) E0 = 0,74 V

Reacción global: 3Cu2+ + 2Cr} 3Cu + 2Cr3+ E0 = 0,34 + 0,74 = 1,08 V

Como el potencial de la reacción iónica global es positivo y relativamente elevado, la reacción será espontánea y prácticamente total.

¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro contenido en un litro de disolución 0,1 M de cloruro de oro (III)?

Al pasar una corriente eléctrica por una disolución de AuCl3, se producen las siguientes semirreacciones en los electrodos:

Semirreac. De reducción, en el cátodo, polo (-): Au3+ + 3 e- ® Au

Semirreac. De oxidación, en el ánodo, polo (+): 2Cl- ® Cl2 + 2 e-

En un litro de disolución 0,1M de AuCl3 hay 0,1 mol de iones Au3+ y la masa de Au que tenemos que depositar será: nº de moles. Masa molar del Au

Teniendo en cuenta las leyes de Faraday: m = M Q/n F

0,1. M= M.Q/3.96500; Q = 28950 C

3) Se construye una pila galvánica conectando una barra de cobre sumergida en una disolución de Cu2+ 1 M con una barra de cadmio sumergida en una disolución de Cd2+ 1 M. Halla la fem de esta pila.

Datos E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V; E0 (Cd2+/Cd) = -0,40 V.

La fem de la pila es la fem estándar, ya que las concentraciones son 1 M.

Como el potencial de reducción mayor es el de Cu este se reducirá y el de Cd se oxidará, por tanto las reacciones que tendrán lugar en la pila serán:

Reducción (cátodo): Cu2+ + 2 e-} Cu E0 = 0,34 V

Oxidación (ánodo): Cd} Cd2+ + 2 e- E0 = 0,40 V

Reacción global de la pila: Cu2+ + Cd} Cu + Cd2+ E0 = 0,32 + 0,40 = 0,72 V

Obsérvese que al escribir la reacción de oxidación para el electrodo de Cd se ha cambiado el signo del potencial normal de reducción, ya que éste es el proceso inverso.

“Cuando dos metales diferentes, que tienen, por lo tanto reactividades diferentes, son sumergidos en una misma solución conductora, a la cual llamamos electrolito, y son conectados eléctricamente entre sí, tendremos un flujo de electrones del metal más activo o anódico hacia el metal más noble o catódico, dejando al material anódico con una deficiencia de electrones”

“Diagrama simplificado para el hierro en contacto con agua. Un aspecto importante de los Diagramas de Pourbaix es que contienen una división natural del campo gráfico en tres regiones, las cuales pueden ser clasificadas de acuerdo a su conducta de corrosión en: pasividad, corrosión e inmunidad”

“Representa gráficamente la relación de h contra log i para la reacción anódica de disolución (corrosión) metálica de la pieza de cobre considerada en el ejemplo cuando su potencial de equilibrio sufre una desviación en la dirección positiva (+h) (cuadrante superior derecho).”

“Esta representación se obtiene al doblar el lado izquierdo sobre el derecho tal y como se muestra en el recuadro. A este tipo de diagramas se les conoce con el nombre de Diagramas de Evans”

“condiciones críticas de abastecimiento, se llega a una corriente límite, valor que no se incrementa aún y cuando el h se incremente. Esto quiere decir que el proceso no puede ir más rápido que la velocidad que impone el transporte de las especies hacia el electrodo.”