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Profesor: Pablo Cianciosi

Ayudante de cátedra: Marcelo Marino

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Contenido Definición ..................................................................................................................................... 3

Clasificación ................................................................................................................................. 3

Clasificación por Morfología de Ataque ................................................................................ 4

Clasificación por Mecanismo ............................................................................................... 10

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Definición

La corrosión puede definirse como la reacción química o electroquímica de un metal o aleación con su medio circundante con el consiguiente deterioro de sus propiedades

Clasificación

Los procesos corrosivos se pueden clasificar teniendo en cuenta:

1. La morfología del ataque:

Corrosión Uniforme

Corrosión en grietas

Picado (Pitting)

Corrosión Intergranular

De aleación

Corrosión por fenómenos relacionados con la velocidad

Fracturas relacionadas con el medio:

Fragilización por Hidrógeno.

Fragilización por Fatiga.

Corrosión bajo tensión (SCC)

MIC

2. El mecanismo a través del cual se produce:

Corrosión Electroquímica

Corrosión Directa

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Clasificación por Morfología de Ataque Corrosión Uniforme — Es éste un tipo de corrosión con una pérdida pareja de metal distribuida en toda o gran parte de la superficie de la estructura.

Corrosión en Grietas — Este tipo de corrosión tiene lugar cuando dos superficies con una separación muy pequeña entre ellas –ya sea entre dos metales o entre un metal y un no-metal – están expuestas a un medio corrosivo. Los huecos, empaquetaduras, juntas, depósitos sobre la superficie y grietas son lugares probables para este tipo de corrosión.

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Corrosión Galvánica — Este tipo de corrosión ocurre cuando se conectan dos metales distintos. El potencial de los dos metales crea una diferencia de potencial, la fuerza impulsora de la corrosión.

Picado (Pitting) – Corrosión localizada que se concentra en una superficie reducida del metal y la perfora. Los pits (picaduras) pueden presentarse aislados o muy cercanos entre sí, y pueden tener diámetros grandes o pequeños.

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Corrosión Intergranular — Ésta es una corrosión localizada en los bordes de grano de una aleación. Es causada por una diferencia en la composición cerca de los bordes, en comparación con el resto de la aleación.

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De-aleación (Leaching) Selectiva — Este tipo de corrosión remueve selectivamente uno de los elementos de una aleación. La descincficación del bronce y la grafitización del hierro dúctil son ejemplos de este tipo de corrosión.

Fenómenos Relacionados con la Velocidad — Esta corrosión se presenta cuando un fluido se mueve rápidamente sobre un metal, removiendo los productos de corrosión. Se reconoce por la aparición de canales, zanjas, etc., en la dirección del flujo.

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Fracturas Relacionadas con el Medio — Resultan de la reacción de un metal a un medio corrosivo en presencia de tensiones. Existen tres tipos de fallas relacionadas con el medio: Corrosión por Fatiga — resulta en la fatiga del metal bajo tensiones alternadas en un medio corrosivo.

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Fragilización por Hidrógeno — reducción de la ductilidad de un metal debida a la difusión de hidrógeno en su interior.

Corrosión Bajo Tensiones (SCC) — la falla de un metal bajo tensiones en presencia de un medio corrosivo.

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Corrosión Influencia por Microorganismos (MIC) Algunas bacterias que existen bajo condiciones anaeróbicas (ausencia de oxígeno) pueden reducir sulfatos consumiendo hidrógeno en el proceso. El consumo de hidrógeno atómico adsorbido en la superficie de la estructura, despolariza el acero en sitios catódicos y permite así un mayor consumo del metal por las celdas galvánicas existentes.

Clasificación por Mecanismo

Esta clasificación es la más importante desde el punto de vista científico

En todos los casos, los procesos de corrosión se llevan a cabo a través de los siguientes mecanismos:

3. Corrosión Electroquímica

4. Corrosión Directa

Corrosión Electroquímica

La corrosión es un proceso electroquímico en el cual tiene lugar un flujo de electrones e iones. La pérdida de metal (corrosión) tiene lugar en el ánodo.

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En el cátodo no hay pérdida de metal (el cátodo está protegido). La corrosión electroquímica implica la transferencia de electrones a través de interfaces metal/electrolito. La corrosión tiene lugar dentro de una celda de corrosión, la cual consta de cuatro partes:

• Ánodo • Cátodo • Electrolito • Conexión o camino metálico

Veamos el ejemplo de una única celda de corrosión que consiste en un único ánodo y un cátodo sobre la misma superficie metálica en contacto con agua.

Los iones metálicos abandonan la superficie anódica e ingresan al electrolito, desprendiéndose de sus electrones que circulan por el paso metálico hacia la superficie catódica.

Fuerza impulsora de la corrosión:

Voltaje

La corrosión implica un proceso en el cual una carga eléctrica circula desde una superficie metálica, un ánodo, hacia el electrolito y desde el electrolito hacia una segunda superficie metálica, un cátodo.

El voltaje es la medida de la diferencia electroquímica entre dos electrodos que comparten un electrolito.

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El propio metal puede ser una fuente para el voltaje impulsor de una celda de corrosión. Puede generarse una diferencia de potencial debida a variaciones en: la estructura de grano de un metal, la composición formada durante la aleación, temperatura o deformación de un único metal desarrolladas durante la fabricación. En la naturaleza, los metales se hallan en forma de varios compuestos químicos conocidos como piritas. Una vez que la pirita se extrae en una mina, se extrae el compuesto metálico de la pirita y se lo refina para conseguir un estado casi puro del metal. Para transformar las piritas en metales útiles se emplean varios procesos mecánicos, químicos y eléctricos. Más allá del proceso utilizado, el metal absorbe energía durante la transformación. La cantidad de energía requerida por un metal durante el proceso de refinación determina el voltaje o estado activo del metal. El voltaje es relativamente elevado para metales como el magnesio, aluminio e hierro, y relativamente bajo para metales como cobre y plata. Cuanto mayor sea la energía, más activo será el metal y más tendencia tendrá a corroerse. Se muestra a continuación el ciclo típico del hierro. La pirita de hierro más común, la hematita, es un óxido de hierro (Fe2O3). El producto de corrosión más común del hierro, el óxido, tiene la misma composición química. La energía requerida para convertir una pirita de hierro en hierro metálico es “devuelta” cuando el hierro se corroe y forma el óxido.

El hierro se halla siempre en estado oxidado. Se extrae de la tierra en forma de pirita. Se usa energía para convertir este óxido de hierro en hierro y acero. Se lo carga en un alto horno en el que la energía calórica elimina el oxígeno, dejando atrás el hierro elemental. Luego se lo alea con otros materiales y se lo carga en un horno de Bessemer. Finalmente, se lo lamina para formar tubos, refuerzos para concreto o formas estructurales. Cuando el hierro entra en contacto con un electrolito, como la tierra o el hormigón, tiene lugar la corrosión. En el proceso de corrosión se pierde energía y el hierro se combina con el oxígeno para formar óxido de hierro. Este producto de corrosión, el óxido, es idéntico al óxido de hierro extraído de la tierra. El hierro se considera termodinámicamente inestable; en el medio apropiado, el hierro se corroerá fácilmente para volver a un estado de menor energía, como el óxido.

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Causa de la existencia de zonas anódicas y catódicas Las causas de la existencia de las zonas anódicas y catódicas pueden darse, entre otros factores por las siguientes causas:

Diferencia de temperatura. Celdas por Concentración de sales. Celdas por Concentración de oxígeno.

Diferencias de Temperatura En una celda por temperatura, el ánodo y el cátodo son del mismo metal, pero uno se mantiene a una temperatura mayor que el otro por medios externos. En la mayoría de los casos, el electrodo a mayor temperatura se convierte en el ánodo. Un ejemplo de este fenómeno es una línea de transmisión que sale de una estación de compresión. El gas recién comprimido está caliente y, a medida que avanza a lo largo de la línea, el tubo pierde calor transfiriéndolo al suelo adyacente (también pierde algo de calor por expansión). El tramo más caliente cercano al compresor será el ánodo; el tramo más frío a medida que nos alejamos de la estación será el cátodo; el suelo será el electrolito; y el propio tubo cierra el circuito de conexión. Este tipo de celda de corrosión es particularmente riesgosa ya que la elevada temperatura adyacente al compresor puede dañar el recubrimiento, así que la parte de la línea que actúa como ánodo tendrá probablemente la peor calidad de recubrimiento.

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Celdas por Concentración Las celdas por concentración son responsables de gran parte de la corrosión en suelos. Las tuberías, por ejemplo, atraviesan diferentes suelos a lo largo de su traza. Los casings de pozos de petróleo y gas penetran estratos de suelo de diferentes composiciones. Siempre que hay diferentes suelos en contacto con un único metal, existe la posibilidad de que se forme una celda por concentración, especialmente en tubos desnudos o con un mal recubrimiento. En muchos casos, en suelos naturales, la porción de tubo que se encuentra en el suelo más conductor es el ánodo; la porción que atraviesa el suelo menos conductor, el cátodo. Los suelos húmedos actúan como electrolitos (en este caso, un electrolito compuesto) y el propio tubo es la conexión entre los sitios anódicos y catódicos. La corriente circula desde la zona anódica hacia el suelo, desde éste último hacia la zona catódica, y luego a lo largo de la tubería hacia la zona anódica

Los dos tipos de celda por concentración más comunes en corrosión son las celdas por concentración de oxígeno.

Celda por Concentración de Oxígeno El oxígeno es el despolarizante catódico más común. El contenido de oxigeno de cualquier electrolito se encuentra entre los factores que más influyen en la corrosión del hierro y muchos otros metales. El oxígeno puede mantener y promover una reacción catódica. Cuando el metal enterrado pasa por debajo de superficies pavimentadas, como la pista de un aeropuerto, un estacionamiento o una calle, como muestra la Figura 1.9, la porción de tubería que pasa por debajo del pavimento tiene menos acceso al oxígeno que el tubo en suelo sin pavimentar. Por lo tanto, se forma una celda: el ánodo es el metal que se encuentra debajo del pavimento; el cátodo es el metal fuera del área pavimentada. Si bien toda la sección de tubo debajo del pavimento es anódica, la mayor parte del ataque tendrá lugar cerca del borde del pavimento.

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Diferencia de Potencial Independientemente de la fuente de diferencia de potencial, cuanto mayor sea la magnitud de esta diferencia, mayor será el flujo de corriente y la velocidad de corrosión, si todos los otros factores permanecen iguales. Por ejemplo, el magnesio se corroe a una mayor velocidad cuando está conectado al acero que cuando está conectado al zinc, simplemente porque la diferencia de potencial entre el magnesio y el acero es mayor que entre el magnesio y el zinc. Una diferencia de potencial puede ser medido entre diferentes metales en un electrolito, o entre un metal y un electrodo de referencia en el mismo electrolito.

Serie de fuerzas electromotrices/Galvánicas La diferencia de potencial entre metales expuestos a soluciones que contienen los respectivos iones con una concentración unitaria (actividad unitaria) se representa en la serie Standard de fem (fuerza electromotriz) de la siguiente tabla. En esta serie, los metales se disponen desde el más noble (por ej., oro) hasta el más activo, por ejemplo el magnesio.

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*SHE es el electrodo normal de hidrogeno.

La tabla está formulada a 25°C

Polarización Cuando el ánodo y el cátodo de una celda de corrosión están conectados, la corriente circula entre ellos. Esta corriente hará que el potencial del ánodo se acerque al del cátodo. Además, el potencial del cátodo se acercará al del ánodo. A este fenómeno se lo llama polarización.

Ecuación de Nernst La Ecuación de Nernst expresa la fuerza electromotriz exacta de una celda, en función de las actividades de los productos y reactivos de la celda.

Esta ecuación demuestra que la concentración de iones metálicos en el electrolito afecta el potencial del electrodo. Los potenciales de metales que se listan en varias publicaciones están basados en condiciones específicas. Las condiciones Standard para los metales puros en la serie fem se basan en una actividad unitaria de los iones metálicos en el electrolito a 25°C, sin impurezas en el metal o el electrolito y en relación a un electrodo de hidrógeno standard.

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Ley de Faraday La cantidad de material perdido en el ánodo o depositado sobre el cátodo es una función del peso atómico del metal o sustancia, la cantidad de electrones transferidos y la corriente de corrosión (Icorr). Esta relación fue desarrollada por Michael Faraday en Inglaterra en 1833.

Esto indica que la pérdida de peso por unidad de tiempo (es decir, la velocidad de consumo) de cualquier metal es directamente proporcional a la corriente de corrosión. Asimismo, si multiplicamos a cada lado la ecuación de Faraday por el siguiente término:

Donde “A” es la superficie anódica y “t” es el tiempo en segundos, obtenemos:

Por lo tanto, la pérdida de peso por unidad de tiempo por unidad de superficie es directamente proporcional a la densidad de la corriente de corrosión.

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¿De qué manera podemos interpretar esto? El ejemplo que se cita a continuación es la manera más clara de ver esta sentencia en la realidad. Implica la diferencia en la velocidad de corrosión relacionada con el área relativa entre la zona anódica y la zona catódica, considerando que en el cátodo, se consumen los electrones producidos de la reacción anódica en reacciones de reducción, podemos decir que si una zona anódica es más pequeña con respecto a la catódica, la corriente de corrosión será mayor y por tanto, habrá una mayor pérdida de metal con respecto al tiempo.

Por tanto, en la imagen anterior, la velocidad de corrosión será menor en la segunda imagen, con respecto a la primera.

Inversión de Polaridad del Zinc Se debe tener especial cuidado cuando se diseña un sistema de protección catódica con esquemas que incluyen Zinc, puesto que dependiendo de la temperatura, el comportamiento del mismo con respecto al hierro, cambia de anódico a catódico a una temperatura de 60°C. Entonces, en un medio electrolítico, una estructura que está protegida con ánodos de zinc a 25°C, puede pasar a estar protegiendo el ánodo a una temperatura mayor a 60°C, con el consecuente deterioro de la estructura. Así, la estructura de ser protegida, pasa a ser el ánodo de sacrificio por la sola acción de la temperatura.

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Corrosión Directa Ocurre cuando el material metálico opera a altas temperaturas y por consiguiente no existe la posibilidad de que se forme una película de humedad sobre la superficie metálica. Este mecanismo es característico de materiales metálicos expuestos a gases y vapores calientes La reacción química directa entre la superficie metálica y un gas agresivo que generalmente es el O2, con formación de película de óxido. Esto hace que no sea necesaria la existencia de un electrolito para que ocurra la corrosión directa. El fenómeno suele ser homogéneo o generalizado debido a que la reacción tiene las mismas posibilidades de producirse sobre cualquier punto de la superficie Los productos de corrosión están formados por óxidos que se generan “in situ” sobre la superficie metálica, de manera que si éstos no funden o volatilizan a la temperatura de operación del material, introducen un efecto barrera entre el metal y el gas agresivo dificultando el contacto entre ambos y la correspondiente reacción de corrosión.