manual de practicas iniciado16062015

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO

FACULTAD DE QUÍMICA

ACADEMIA DE METALURGIA Y MATERIALES

MANUAL DE PRÁCTICAS

NOMBRE DE LA ASIGNATURA: LABORATORIO DE PROCESOS DE DIFUSION Y

CORROSION

SEMESTRE: NOVENO SEMESTRE

CLAVE: 892

ÁREA DE CONOCIMIENTO: PERFIL PROFESIONAL

ASIGNATURAS PRECEDENTES: NINGUNA

ASIGNATURA SUBSECUENTE: NINGUNA

HORAS POR SEMANA: 6

CREDITOS: 6



LABORATORIO DE PROCESOS DE DIFUSIÓN Y

CORROSIÓN


CLAVE

892

Pre-requisito

NINGUNO

Página 2

Nombre de la práctica: “Difusión de

Carbono en una muestra de acero:

Cementación de un acero”

Número de Práctica:

1

No. de Páginas:

9

Realizaron: 1. Enriquez Reyna Roberto 3. Rendon Caltzontzi Zaira Abigail Revisó: Dra. Sandra

Andrea Mayén Hernández

Autorizó: Dr. José de Jesus Coronel Hernandez

Fecha: 23/01/2015 Fecha: 30/01/2015 Fecha: 16 enero 2012

CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO --------------------------------------------------------------------- 3

2. INTRODUCCIÓN ----------------------------------------------------------- 3-7

3. PROCEDIMIENTO --------------------------------------------------------- 7-8

4. OBSERVACIONES -------------------------------------------------------- 8-9

5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS ------------------------------ 9-10

6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS ----------------------- 10

7. CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------- 10

8. BIBLIOGRAFÍA --------------------------------------------------------- 10-11




CORROSIÓN


CLAVE

892

Pre-requisito

NINGUNO

Página 3

1. OBJETIVO Que el alumno se familiarice con la difusión de un acero mediante el proceso de difusión en caja, así como la observación del efecto que se produce. 2. INTRODUCCIÓN La difusión de carbono permite un enriquecimiento superficial en los aceros de bajo carbono, permitiendo la obtención de un núcleo relativamente resistente y dúctil, a la vez que una superficie dura y resistente al desgaste. Por esas razones, la cementación y, en general, los tratamientos termoquímicos son muy aplicados en la industria moderna. La función de un medio carburante es suministrar carbono a la superficie del acero, que éste sea absorbido y que difunda hacia su interior. Tal proceso permite el uso de aceros más baratos pero que por sus altos contenidos de carbono en superficie sean susceptibles, por temple, de tener una superficie endurecida a la vez que presentan un núcleo blando, más resistente al impacto (Grinberg, 1994). La difusión de carbono sobre la superficie se denomina cementación. Se puede efectuar este procedimiento con medios sólidos, líquidos o gaseosos. La utilización de medios gaseosos es la más utilizada ya que permite un control de la profundidad del tratamiento. En todos los medios está presente un agente carburante (carbón, cianuro o hidrocarburo) capaz de suministrar carbono. Después de la cementación se efectúa un enfriamiento rápido para alcanzar la dureza superficial necesaria de forma que los aceros con bajo contenido en carbono, alcancen una superficie dura con un núcleo dúctil (Guliar, 1978).

Cementación sólida o en caja En la cementación en caja el agente carburante es también el monóxido de carbono generado por reacción entre el carbón que rellena la caja con el aire atrapado entre las partículas de polvo del relleno, según la secuencia de reacciones siguientes:

2C + O2 2CO




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CLAVE

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Pre-requisito

NINGUNO

Página 4

2CO + Fe Fe(C) + CO2

CO2 + C 2CO La presencia de activadores y catalizadores, tales como carbonato de bario o de sodio, aceleran las reacciones y se reconstituyen continuamente hasta concluir con todo el carbón presente. El nombre de este proceso proviene del hecho de que las piezas se colocan en cajas cerradas empacándolas con el componente carburante. Se coloca una capa de 2 cm a 5 cm de espesor en el fondo de la caja. Luego se colocan las piezas y, si es necesario, soportes y/o separadores; después se rellena la caja con el compuesto y se tapa. En estas condiciones la caja se introduce en el horno a temperaturas entre 810°C y 950°C. Cuanto más elevada es la temperatura, más rápidamente se cementa el acero y también son mayores el contenido de carbono en superficie de la capa resultante y la profundidad de la capa. Sin embargo, las temperaturas de cementación elevadas aumentan el tamaño de grano austenítico con el consiguiente deterioro de las propiedades mecánicas del material. Es evidente que la cementación en caja no permite el temple directo pero puede ser un buen método, eficiente y económico, para tratar lotes de piezas pequeñas, que requieran capas gruesas. Además, puede ser conveniente cuando no se dispone de ningún otro equipo de cementación. Su mayor desventaja es que resulta difícil obtener capas cementadas delgadas dentro de especificaciones muy estrechas (Grinberg, 1994).

Cementación de aceros

Por medio del enriquecimiento superficial de los aceros de bajo carbono es posible obtener un núcleo relativamente resistente y dúctil, a la vez que una superficie dura y resistente al desgaste. El proceso de cementación implica dos partes: 1) la disolución del carbono en la superficie del acero 2) la difusión de carbono hacia el interior de la pieza. El método más primitivo, pero de uso generalizado, es la cementación en caja en la cual el acero se rodea de carbón que contiene carbonato de bario. El acero se calienta dentro de la caja cerrada durante tiempos variables, según la profundidad de capa deseada. La reacción que se produce es:

2CO C(Fe) + CO2

donde el monóxido es generado por la reacción del dióxido con el carbón de la caja:




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CLAVE

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Pre-requisito

NINGUNO

Página 5

C(carbón) + CO2 2CO Si se suman las dos ecuaciones anteriores se tiene:

C(atómico) C(Fe) En la cementación en caja, el carbono disuelto en la superficie del acero tendrá siempre una concentración que se aproxima a la de equilibrio con el carbón puro a la temperatura de cementación. El carbono penetra por difusión atómica a través de un gradiente de concentración establecido entre la superficie y el núcleo. La teoría de la difusión muestra que cuando un soluto difunde en el interior de un sólido a través de una superficie de concentración de soluto constante (como es el caso de la cementación en caja), la distancia x [cm] a partir de la superficie a la cual la concentración es la mitad entre la concentración inicial de soluto y la concentración en la superficie, está dada por:

x = (tD)1/2 (Ec. 1.1) donde t es el tiempo medido en segundos y D es la difusividad del soluto expresada en cm2/s. Por tanto, es posible estimar la profundidad de la capa en función del tiempo de cementación a cualquier temperatura, conociendo la difusividad del carbono en la austenita. Esta está dada por la expresión:

D = Do exp (-Q/RT) (Ec. 1.2)

Donde:

R es la constante de los gases = 2 cal mol-1 K-1

T es la temperatura, en grados Kelvin. Tanto Do como Q varían con la concentración de carbono pero, en primera aproximación, puede suponerse

Do = 0.2 cm seg-1 (Ec. 1.3)

Q = 32 000 cal mol-1 (Ec. 1.4)

Ensayo Mc Quaid-Ehn El ensayo de Mc Quaid-Ehn se desarrolló en un principio exclusivamente para los aceros de cementación, pero se usa también en la actualidad para otros muchos tipos de aceros. Consiste en cementar un pequeño trozo de acero de sección cuadrada de 10 mm por 20 mm de lado, dentro de una caja de acero que contiene como cementante una mezcla de carbón




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Pre-requisito

NINGUNO

Página 6

vegetal (53% a 55% del volumen de la caja), coque (30% a 32%), carbonato de sodio (2% a 3%), carbonato de bario (10% a 12%) y carbonato de calcio (3% a 4%). El tratamiento se hace a 925°C durante ocho horas y enfriando luego lentamente, para conseguir en la zona cementada cristales de perlita rodeados por una red de cementita. El enfriamiento debe ser suficientemente lento en la zona de 925°C a 650°C para que se verifique sin dificultad la precipitación de la cementita en las uniones de los granos. Las diferentes clases de aceros exigen distintas velocidades de enfriamiento, debiendo emplearse en atravesar esa zona crítica, por lo menos cuatro horas en los aceros al carbono o de baja aleación, de ocho a diez horas en los de media aleación y más de dieciséis horas en los de alta aleación. Terminado el enfriamiento, se cortan las muestras, se pulen las secciones transversales y se atacan con nital.

Características de un acero 8620. Es un acero grado maquinaria al Ni-Cr-Mo para cementado. Ofrece muy buena dureza superficial y gran tenacidad al núcleo. El proceso de cementado se aplica para incrementar el contenido de carbono en la superficie, para que con un tratamiento termico adecuado, la superficie sea sustancialmente más dura que el núcleo. Composición química promedio

%C %Mn %Si %Ni %Cr %Mo

0.20 0.80 0.25 0.60 0.50 0.20

Tabla 1.1 Composición química de un acero 8620.

3. PROCEDIMIENTO Material y equipo

Acero 8620 u otro que sea bajo carbono

Alambre

Balanza

Caja de acero para cementación

Cámara fotográfica

Cortadora

Devastadora

Durómetro

Espátula

Identadores

Lijas

Microscopios ópticos

Montadora




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Pre-requisito

NINGUNO

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Mufla programable

Pulidora Reactivos y soluciones

carbón vegetal (53% a 55% del volumen de la caja)

coque (30% a 32%)

carbonato de sodio (2% a 3%)

carbonato de bario (10% a 12%)

carbonato de calcio (3% a 4%). Requerimientos de seguridad

Bata

Guantes de asbesto (para manipulación de piezas calientes)

Pinzas

Zapato cerrado Desarrollo experimental 1. Cortar dos barras de acero con bajo contenido de carbono, el tamaño de la pieza a utilizar

es de 1.5 a 2 cm. Una de las muestras se va a carburar y la otra la llamaremos intrínseca. 2. A ambas barras se les practicará un análisis metalográfico: Pulirlas a acabado espejo,

medir dureza y observar al microscopio previo ataque químico. 3. La barra a carburar se pesa antes y después de la carburación. 4. La caja de cementación tiene una mezcla de carbón vegetal Na2CO3, CaCO3 y BaCO3. 5. Las piezas posteriormente se tapan con la misma mezcla. 6. La caja de cementación se sella con arcilla refractaria(bentonita). 7. Se somete la pieza a un tratamiento durante 8 horas a 900°C. 8. Dejar enfriar dentro de la caja. 4. OBSERVACIONES

Mezcla utilizada para cementación

CaCO3 3%

NaCO3 2%

BaCO3 12%

Coque 30%

Carbón vegetal 53%

Tabla 1.2 Porcentaje de reactivos a utilizar para la mezcla.




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Pre-requisito

NINGUNO

Página 8

Condiciones a las que se sometió la pieza de cementación. T=900°C Duración=8Horas.

Se prepararon 200 g de mezcla para realizar la cementación con los porcentajes mencionados anteriormente.

Se utilizó un acero 8620 para realizar la cementación. 5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS.

8620 INTRINSECO (HRB) 8620 CEMENTADO (HRC)

92.2 24.3

9.5 23.6

93.0 24.8

93.8 26.5

2.3 24.3

Tabla 1.3 Dureza de probeta intrínseca y cementada de un acero 8620.

Figura 1.1 Probeta intrínseca.




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Pre-requisito

NINGUNO

Página 9

6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS.

Figura 1.1. En la metalografía observada, se revela una microestructura de ferrita y perlita, dichas estructuras son resaltadas debido al reactivo de ataque utilizado (nital). Microestructura esperada para un acero bajo carbono. Se observan granos en forma de aguja. La dureza promedio para esta probeta fue de 94 HRB.

Figura 1.2.En dicha metalografía no se alcanza a observar una microestructura muy bien definida, esto se debe a que no hubo una buena preparación de la muestra y a la resolución de los lentes utilizados para realizar la observación, así como de la cámara fotográfica utilizada. Sin embargo, se observó un incremento en la dureza del material, obteniendo una dureza promedio de 100 HRB, esto se debe a la difusión que hubo de carbono en la probeta.

En la tabla 1.3 se muestran las durezas del acero 8620 antes y después de la cementación, se observa que hay un incremento en la dureza del material, por lo que se puede decir que hubo una buena cementación, a pesar de que la dureza de la pieza intrínseca esta reportada en HRB y la de la probeta tratada en HRC, se observa un incremento en la dureza, se realizo la conversión de la dureza promedio de la pieza tratada a una dureza HRB para poder observar la diferencia y/o efecto que tuvo la cementación sobre la probeta.

7. CONCLUSIONES

Figura 1.2 Probeta cementada.




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Pre-requisito

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Página 10

En base al cambio de valores en la dureza antes y después de la cementación; probeta intrínseca µ=92.76 HRB y probeta cementada µ=100 HRB y por las microestructuras reveladas, se puede observar que para la pieza cementada, se llego a temperatura de austenizacion (Ac3) logrando así, la difusión del carbono sobre la probeta, formando con ello una nueva microestructura. El acero SAE/AISI 8620 es adecuado para el proceso de cementación, ofreciendo muy buena dureza superficial y gran tenacidad al núcleo. 8. BIBLIOGRAFÍA

Manual de “Tratamientos térmicos y termoquímicos”, pags.,2, 105, 108,109.

SISA1.com.mx/pdf/Acero%20SISA%208620.pdf.

J. Apraiz Barreiro, “Tratamientos térmicos y termoquímicos de los aceros”, 8° Ed., 1984.

Pere Molera Sola “Tratamiento térmicos de los metales”, 1991., pags., 15, 57-61.

Norma ASTM E-140.




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Pre-requisito

NINGUNO

Página 11

Nombre de la práctica: “Difusión de dos

metales (par difusor): Cu-Zn y Cu-Sn” Número de Práctica:

2

No. de Páginas: 17

Realizaron: 1. Enríquez Reyna Roberto 2. Rendón Caltzontzi Zaira Abigail

Revisó: Dra. Sandra Andrea Mayén Hernández

Autorizó: Dr. José de Jesús Coronel Hernández

Fecha: 30 de enero de 2015

Fecha: 18 de febrero de 2015

Fecha: 16 de enero 2012




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Pre-requisito

NINGUNO

Página 12

CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO -------------------------------------------------------------------- 11

2. INTRODUCCIÓN ------------------------------------------------------------ 11

3. PROCEDIMIENTO ---------------------------------------------------------- 15

4. OBSERVACIONES --------------------------------------------------------- 16

5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS --------------------------------- 17


7. CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------- 24

8. BIBLIOGRAFÍA -------------------------------------------------------------- 24

1. OBJETIVO Que el alumno se familiarice con la difusión entre dos sólidos y observe sus efectos.




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Pre-requisito

NINGUNO

Página 13

2. INTRODUCCIÓN La difusión es uno de los procesos de transporte. Los otros son la conducción térmica, la conducción eléctrica y el movimiento de los fluidos. Todos estos procesos siguen la ecuación 2.1, que implica una respuesta a un estímulo. En la difusión el estímulo es un gradiente de concentración y la respuesta es un flujo específico de materia por unidad de área y por unidad de tiempo.

(Ec 2.1)

Advirtiendo las similitudes de los procesos, Adolf Fick, dedujo las ecuaciones de difusión en 1858, tiempo después que Fourier ideara las ecuaciones de conducción de calor, 10 años antes. En una dimensión, el flujo de materia de una región de alta concentración a una baja concentración se expresa mediante la primera ley de Fick (Ec. 2).

(Ec. 2.2)

Donde J es el flujo específico de materia por unidad de área perpendicular a la dirección x en cualquier instante, (∂c/∂x)t es el gradiente de concentración normal al plano en el mismo instante y D es el coeficiente de difusión. Cuando la concentración en cualquier punto no cambia con el tiempo, se dice que el proceso se encuentra en estado estacionario. Se puede eliminar el subíndice t, que representa el tiempo, y la derivada parcial de la ecuación 2.2, con lo cual se convierte en la ecuación2.3.

(Ec. 2.3)

Vemos que cuando (dc/dx)=0, J=0. Por tanto, la primera ley de Fick satisface el requisito de que no haya flujo neto de materia cuando no exista un gradiente de concentración. Mas sin embargo la mayor parte de los procesos de difusión prácticos implican cambios de concentración con el tiempo (es decir, la concentración es función tanto del tiempo como de la posición, c(x,t)). Esto se describe como un estado no estacionario y transitorio de difusión. La expresión matemática de este proceso se conoce como la segunda ley de Fick, la cual se presenta en la ecuación 2.4.

(Ec 2.4)

Donde c es una función de la posición y del tiempo, es decir c(x,t). Aplicaciones de la segunda ley de Fick en los procesos.

Homogeneización




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Pre-requisito

NINGUNO

Página 14

Durante la solidificación, la segregación preferente a los solutos hacia el líquido crea heterogeneidades de composición en el lingote o en la pieza fundida. La dase sólida tiene una concentración de soluto menor que el líquido residual, porque los átomos de soluto se segregan hacia el líquido. Cuando éste se solidifica se producen zonas de baja y alta concentración de soluto; la concentración verdadera o media está entre estos extremos. El proceso de homogeneización empareja estas concentraciones altas y bajas, y da por resultado una concentración media. Además de la homogeneización de lingotes y piezas fundidas, este proceso también es la base del recocido en solución para el endurecimiento por precipitación y de la austenización durante el tratamiento térmico de los aceros. Estos dos procesos térmicos implican la disolución de precipitados o segundas fases para homogeneizarlas en una sola fase. Por consiguiente, conviene recordar que estos procesos requieren tiempo a una temperatura para homogeneizar la estructura. Es necesario permitir que se lleve a cabo la homogeneización, pues de lo contrario el material adquirirá microestructuras y propiedades incongruentes. En la industria electrónica, la homogeneización no es un proceso deseable. Los circuitos integrados dependen, para su funcionamiento, de fronteras definidas en las regiones de tipo n y de tipo p. cuando se recocen los “chips” y se mantienen a cierta temperatura durante un periodo prolongado, las fronteras se tornan difusas y no quedan bien definidas. Esta es la razón por la que se utilizan procesos de recocido térmico rápido (RTR) en la industria de los semiconductores. Se calientan los chips rápidamente hasta la temperatura de recocido y se mantienen en esas condiciones sólo durante un breve periodo de tiempo, para después enfriarlos con rapidez, a fin de que las fronteras de las uniones p-n se conserven bien definidas.

Procesos de carburización y nitruración Estos son dos procesos muy importantes de tratamiento térmico del acero, los cuales producen una superficie dura sobre un acero de núcleo blando. La superficie dura es el resultado de la formación de una fase dura (martensita), y es deseable para tener resistencia al desgaste, en tanto que el acero conserva un núcleo blando que le confiere tenacidad. Todos los engranajes de acero de maquinaria y equipo están carburizados o nitrurados. Además de su uso para endurecer, la carburización también se utiliza para restaurar o corregir el contenido de carbono de la superficie de los acero trabajados en caliente y descarburizados. En este caso la capa descarburizada sería una fuente de fallas, en particular por fatiga y desgaste, si no se corrige.

Descarburización El proceso inverso de la carburización es la descarburización; es decir, en vez de inyectar carbono en la superficie del acero, se extrae ese elemento de ella. Esto ocurre habitualmente cuando la atmósfera en la que se aplica el tratamiento térmico no está regulada. Si el tratamiento térmico se hace en una atmósfera oxidante, hay descarburización de la superficie




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y no se consiguen los efecto deseados de la carburización. En los talleres de tratamiento térmico se regula cuidadosamente la atmósfera para evitar la descarburización. El problema surge en las planta que carecen de los medio para regular la atmósfera cuando se normalizan, recocen o calienta los acero a altas temperaturas.

Dopado (impurificación) de silicio puro El dopado (impurificación) de silicio puro es la introducción de cantidades controladas de impurezas, llamadas dopantes, para producir un semiconductor de tipo n o de tipo p. el método más económico para introducir estas impurezas se basa en la difusión y consta de dos etapas. La primera de ellas se llama predepositación, y en ella se introducen los dopantes hasta una profundidad relativamente pequeña (algunas décimas de micrómetro) dentro del sustrato. Después de la predepositación, se emplea una etapa de difusión de introducción por la cual los dopantes se difunden a una profundidad en el sustrato a fin de proporcionar una distribución adecuada de las impurezas sin agregar más átomos impurificantes. Diagramas de fase de pares difusores Estos diagramas se usarán para poder determinar la temperatura óptima de difusión sin sobrepasar la línea solidus y evitar que se funda el metal de más bajo punto de fusión.

Figura 2.1 Diagrama de fases Cu-Zn.




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Pre-requisito

NINGUNO

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Figura 2.2 Diagrama de fases Cu-Sn




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Figura 2.3 Diagrama de fases Cu- Al


1 barra de zinc

1 barra de cobre electrolítico

1 barra de estaño

Lijas

Alambre de cobre

Cortadora

Devastadora

Pulidora

Montadora



Mufla programable

Microdurómetro Vickers




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Identador de punta de diamante para dureza Vickers (se encuentra integrado en el microdurómetro)

Reactivos y soluciones

Soluciones de ataque adecuadas para cada metal

Alúmina de 1.0 y 0.5 μ en solución

Baquelita

Solución de cloruro férrico/ácido clorhídrico (5g de FeCl3, 50ml HCl y 100ml H2O)

Solución de ácido fluorhídrico (5% en volumen de HF en agua destilada) Requerimientos de seguridad

Bata

Zapato cerrado


Pinzas Desarrollo experimental Se hace uso de dos pequeñas barras, una de Cu y otra de Zn de 1 cm, se cortan de manera

transversal, se pulen y se ponen en contacto para comenzar la difusión (sujetarlas con un

alambre de cobre). La temperatura será determinada de acuerdo al diagrama de fases Cu-Zn

para el elemento de menor punto de fusión cuidando que la temperatura no sobrepase la

temperatura de solidus (evitar que se fundan dentro del horno). Se procede de manera

análoga con el cobre-estaño.

A una pieza de cada material (Cu, Zn y Sn) no se le realizara difusión, se les mide dureza y

posteriormente, se revelara su estructura, mediante un ataque adecuado para cada metal.

Ojo, cada par difusor se va a someter a diferente temperatura de acuerdo a su respectivo

diagrama de fases. Se recomienda usar dos hornos o colocar primero un par y al día siguiente

el otro.

4. OBSERVACIONES




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Par difusor Temperatura de difusión (°C) Tiempo de difusión (hrs.)

Cu-Zn 400

12 Cu-Al 650

Cu-Sn 220

Tabla 2.1 Condiciones para la difusión de los pares difusores

De los pares difusores en el par de Cu-Sn se presentó una deformación en la forma física del estaño, esto se debe a que la temperatura de difusión usada se encuentra muy cerca del punto de fusión del estaño, que aunque no se fundió, se ablandó y por el peso de sí misma se deformó físicamente. Mas sin embargo esto no afecta a las micrografías y análisis realizados.

Se usaron temperaturas cercanas a los puntos de fusión de los metales cuyos puntos son más bajos debido a que de acuerdo a las leyes de Fick a temperaturas más altas la difusión es mayor, en este caso las temperaturas más altas que se pueden alcanzar son cercanas a sus puntos de fusión. Necesitamos una difusión mayor para poder observar sin complicaciones este fenómeno.

Todas las probetas a excepción de la probeta de aluminio intrínseco se atacaron con una solución de cloruro férrico/ácido clorhídrico (su composición se indica en la sección de reactivos y soluciones), dicha probeta se atacó usando una solución de ácido fluorhídrico (igualmente se señala en la sección de reactivos su composición).

5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS

Probeta Dureza

(HV) #

Medición Carga

(g) Tiempo de

identado (s)

Al (intrínseco)

59.7 1

200 15

62.2 2

68.2 3

89.9 4

88.7 5

112.3 6

92.0 7

97.8 8

Zn (intrínseco)

33.3 1

200 15 30.4 2

36.1 3

34.7 4

Sn (intrínseco) 3.2 1 50

15 4.7 2 25




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1.8 3 10

1.8 4 10

2.0 5 10

3.2 6 25

Cu (intrínseco)

93.8 1

300 15

49.1 2

97.8 3

68.9 4

101.5 5

74.2 6 300 15

Cu-Al (sobre el aluminio lejos de la zona de difusión)

68.8 1 500

15 75.5 2 1000

68.4 3

Cu-Al (zona de difusión en el medio círculo central)

257.8 1

1000 15 193.8 2

137.2 3

Cu-Al (sobre el cobre lejos de la zona de difusión)

36.9 1

300 15 37.0 2

31.0 3

Cu-Sn (sobre el estaño lejos de la zona de difusión)

16.5 1

100 14.3 2

11.0 3

11.2 4

Cu-Sn (zona de frontera del estaño)

15.24 1

100 15 10.74 2

11.24 3

Cu-Sn (zona de frontera del cobre)

91.6 1

1000 15 87.0 2

81.0 3

Cu-Sn (sobre el cobre lejos de la zona de difusión)

89 1

1000 15

98.1 2

103.1 3

95.6 4

91.8 5

Cu-Zn (sobre el zinc lejos de la zona de difusión)

35.6 1

300 15 26.3 2

30.5 3

Cu-Zn (zona de frontera del zinc) 28.6 1

300 15 28.8 2




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30.3 3

36.6 4

Cu-Zn (sobre el cobre lejos de la zona de difusión)

23.6 1

500 15 25.8 2

26.2 3

24.1 4

Cu-Zn (zona de frontera del cobre)

35.4 1 500

15 34.5 2

34.5 3

Tabla 2.2 Durezas de los pares difusores en diversas zonas.

Figura 2.4 Secciones donde se realizaron las mediciones de dureza en las probetas.




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Pre-requisito

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Figura 2.5 Probeta de cobre intrínseco.

Figura 2.6 Probeta de zinc intrínseco.




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Pre-requisito

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Página 23

Figura 2.7 Probeta de aluminio intrínseco.

Figura 2.8 Probeta de estaño intrínseco.




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Figura 2.9 Probeta de par difusor

Cu-Sn, zona de difusión.


Cu-Zn, zona de difusión




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Cu-Al, zona de difusión

Figura 2.12 perfiles de dureza de los pares difusores. MB es la zona del metal base, ZD es la

zona de difusión y aledañas. 6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Durezas. Las durezas obtenidas presentan grandes diferencias en las diversas zonas de los pares difusores debido a la diferencia de los metales obviamente y en las zonas de difusión esta se debe a la presencia de partículas de un metal, dentro del otro. Es necesario destacar que hay diferencias muy importantes en las durezas de un mismo metal en el par difusor con respecto a si mismo pero en la pieza intrínseca, esto se puede deber a que las temperaturas a las que se somete el par difusor probablemente en algunos casos provoque un tratamiento térmico o recristalización en el metal, lo cual




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Pre-requisito

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provoca cambios estructurales y por ende diferencias de dureza, por ejemplo en el caso de la probeta de estaño intrínseca que posee una dureza máxima de 4.7 HV, mientras que en el par difusor la dureza máxima del estaño es de 16.5 HV, lo cual puede indicar que no solo el fenómeno de difusión afecta las durezas obtenidas sino los posibles tratamientos térmicos que se reciben al aumentar la temperatura de difusión. Se puede apreciar en esta tabla que hay diferentes cantidades de repeticiones de durezas para una misma sección, esto se debe a que se realizaron mediciones hasta encontrar datos que entraran en el mismo intervalo de durezas, además se usaron cargas diferentes ya que mayores o menores cargas provocaban identaciones muy grandes o muy pequeñas que no eran fácilmente medibles (incluso imposibles de medir) en el microdurómetro. En el caso del cobre mencionaremos que la probeta intrínseca no fue de la misma procedencia que la usada para los pares difusores, por este motivo se presenta una gran diferencia de dureza aunada a los factores mencionados anteriormente.

Figura 2.4. Esta figura hace referencia a las secciones de donde se tomaron las durezas los pares difusores.

Figura 2.5. Esta probeta presenta estructura de maclas, cabe destacar que no es del mismo cobre que las usadas para la difusión de modo que su estructura también es diferente al resto.

Figura 2.6. Debido al aumento del objetivo y la calidad de la fotografía no se puede apreciar la microestructura de esta probeta, más sin embargo se observó en el microdurómetro y se pudo apreciar una estructura dendrítica propia de su proceso de solidificación.

Figura 2.7. Esta probeta de aluminio a diferencia de la probeta de Sn si pertenece a la misma pieza de origen y se puede apreciar su microestructura en forma de maclas de grano fino. Aquí nos dimos cuenta que la pasividad al ataque químico o su sobre-oxidación pueden deberse a que estas piezas durante el calentamiento (Cu, Sn, Zn y Al) pudieron sufrir alguna clase de tratamiento térmico que propició la aparición de microestructuras resistentes al ataque químico con los reactivos usados o bien apareció una microestructura muy susceptible a dicho ataque.

Figura 2.8. Esta probeta muestra la estructura nodular del estaño, esta pieza se atacó de igual manera que la pieza Cu-Sn pero ambas muestras de Sn son diferentes debido a la falta de dicho material en el laboratorio. Lo cual explicaría la reacción del Sn de la probeta anterior frente al reactivo de ataque.

Figura 2.9. En esta probeta se aprecia el efecto del reactivo de ataque en la muestra: la parte oscura es el Sn que se volvió negro por sobreexposición pero en cambio el cobre no sufrió cambio alguno, este fenómeno de sobre-ataque dificultó la medición de la dureza en el Sn debido que no se podían apreciar bien los límites de la identación para medirlos (la razón por la que prefirió no atacarse la pieza de Cu-Zn). Tampoco




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puede apreciarse una difusión, lo cual lo adjudicamos al hecho de que esta es tan pequeña que necesitamos más aumentos para poder apreciarla.

Figura 2.10. Es necesario notar que se aprecian las rayas de pulido, esto se debe a que debido a que son muy suaves estos metales no se pulieron más porque se rayaban aún más al intentar pulirlos mejor. Nótese que también se aprecia una franja negra entre los dos metales (Cu, derecha y Zn izquierda) la cual se debe a que durante el proceso de corte se separaron los dos metales. No se aprecia la difusión en este microscopio pero las pruebas de dureza nos indican el fenómeno de difusión. Tampoco se aprecian las microestructuras debido a que al hacer ataque las muestras se sobre-atacaban y no se veían bien en el microscopio, de modo que se optó por observarlas sin atacar, lo cual pudo contribuir probablemente a que no se aprecie la difusión.

Figura 2.11. En esta probeta se puede apreciar la franja negra característica de la separación de ambos metales durante el corte, también se aprecian las rayas de pulido en ambos metales, las cuales se deben a la misma razón que en la probeta de Cu-Zn.

Figura 2.12. Este es un perfil de durezas de los pares difusores en donde se puede apreciar que los pares no presentan los mismos comportamientos en zonas similares; ya que por ejemplo en el caso del par Cu-Al se nota un aumento en la zona de difusión con respecto a los dos metales base, pero en el caso del par Cu-Sn no se aprecia un pico donde aumente más la dureza que en los metales base, simplemente aumenta la dureza en el sentido del cobre; en el caso del par Cu-Zn no vemos cambio alguno aparente en las durezas de ambos lados; de acuerdo a estos resultados podemos indicar que la difusión de estaño o zinc en cobre no aumenta la dureza del cobre, pero si lo hace la presencia de aluminio difundido en cobre.

7. CONCLUSIONES Se dio un proceso de difusión en las probetas de cada uno de los pares, sin embargo por causas ajenas no se obtuvieron buenas fotografías, pero en cambio las durezas de las piezas indican una difusión, en base a estas pruebas podemos decir que el efecto de la temperatura aunado a la difusión de los diversos metales tiene efectos diversos en la dureza del cobre como en el caso del aluminio que aumenta la dureza del cobre, mas sin embargo ni el Zn ni el Sn producen dicho efecto. Mencionaremos una vez más que las durezas de los metales base sin someterse a calentamiento son muy diferentes a las de los metales difundidos, lo cual puede influir en nuestras pruebas de dureza, por lo cual sería conveniente para descartar el efecto del calentamiento realizar el mismo proceso a temperaturas más bajas pero complementándolo con un tiempo de difusión mayor de acuerdo a las leyes de Fick. 8. BIBLIOGRAFÍA




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Mangonon P. “Ciencia de materiales. Selección y diseño”. 1° Ed. Editorial Pearson education. 2001. D.F., México. Pp. 220-223, 227, 231.

ASM “Metals handbook, vol. 8: metallography, structures and phase diagrams”. 8° Ed. 1973. Ohio, EUA. Pp. 259, 299, 301.




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Nombre de la práctica:

“Decarburización de un acero” Número de Práctica:

3

No. de Páginas:

5

Realizaron: 1. Enriquez Reyna Roberto 2. Rendón Caltzontzi Zaira Abigail 3.




CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO -------------------------------------------------------------------- 30

2. INTRODUCCIÓN ------------------------------------------------------------ 30

3. PROCEDIMIENTO ---------------------------------------------------------- 31

4. OBSERVACIONES --------------------------------------------------------- 32



7. CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------- 34

8. BIBLIOGRAFÍA -------------------------------------------------------------- 34




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1. OBJETIVO Que el alumno se familiarice con la decarburización de un acero alto carbón y sus efectos. 2. INTRODUCCIÓN

Descarburación es el proceso opuesto a la carburación, a saber, la reducción del contenido de carbono. El término se utiliza normalmente en la metalurgia, que describe la reducción del contenido de carbono en los metales. La descarburación se produce cuando el carbono en el metal durante el calentamiento reacciona con gases que contienen oxígeno o que contiene hidrógeno presentes en la atmósfera, a partir de 700C.

La decarburación puede ser ventajosa o perjudicial, dependiendo de la aplicación para la que se utilizará el metal. Por tanto, es tanto algo que se puede hacer intencionadamente, como un paso en un proceso de fabricación, o algo que ocurre como un efecto secundario de un proceso y debe ser ya sea impedido o posterior invierte.

Ventajas de la decarburización

Reducción de costos y de tiempos de procesos

Reemplazo de óxidos

Mejor control de composición química

Figura 3.1. Diagrama Hierro-Carbono.




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Acero 1090 u otro que sea de alto contenido de carbono

Lijas

Cortadora

Devastadora

Pulidora

Montadora



Mufla programable

Balanza granataria

Durómetro

Identadores Reactivos y soluciones

Nital 2.5%


Baquelita Requerimientos de seguridad

Bata

Zapato cerrado


Pinzas Desarrollo experimental Se cortan dos piezas de un acero de alto carbono (se recomienda un acero 1090) de

aproximadamente 1 cm de altura, a una pieza se le mide dureza y se monta para observar su

microestructura, la otra se coloca en el horno a una cierta temperatura por un cierto tiempo,

una vez transcurrido este tiempo se deja enfriar a temperatura ambiente y se mide dureza,

como paso posterior se monta para ver su microestructura.




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4. OBSERVACIONES Se cortaron 2 probetas de acero 1050. Se midió dureza y se observó microestructura de probeta intrínseca. Se metió una pieza a decarburización a una temperatura de 850°C durante 4 horas. Se midió la dureza de ambas piezas (intrínseca y decarburizada) en una escala de dureza HRB.


Figura 3.2. Metalografia de acero 1050

intrinseco.


decarburizada.




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Dureza HRB

Intrínseca Decarburizada

99.4 88.7

99.5 88.8

100.5 89.4

97.5 89.2

Tabla 3.1. Durezas de probeta intrínseca y decarburizada, escala HRB

6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Figura3.2. Se observa la metalografía del acero 1050 antes de someterlo a tratamiento térmico, se puede observar que hay una predominancia de perlita y muy poca ferrita alrededor de la perlita. Figura 3.3 Para la decarburización del acero 1050 se utilizó una temperatura de 850°C y se sometió a esta temperatura durante 4 horas. Se observa en la microestructura una disminución considerable de perlita, predominando ahora la ferrita, también se observó que hubo un reacomodo de granos (se observan granos orientados de forma paralela). Figura 3.4. Se observa la metalografía del acero 1050 ya decarburizado, únicamente con menos aumentos, en ella podemos observar una mayor cantidad de granos orientados, de forma paralela. En ambas microestructuras se observaron huellas de dedos (microestructura correspondiente a perlita, pero observando la cementita de forma muy clara).


decarburizado, observada con menos aumentos

(Granos orientados).




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Tabla 3.1. Se muestran las durezas obtenidas para la probeta intrínseca y la probeta decarburizada, observando una disminución de dureza en la probeta decarburizada, esto debido a la perdida de carbono a causa del tratamiento a la que se sometió la segunda probeta. Para ambas probetas se utilizó una escala de dureza HRB. En base a las metalografías observadas y las durezas obtenidas, se puede decir que se llegó a una temperatura de austenizacion (temperatura requerida para que se diera la decarburización y hubiera cambio de microestructura), y se realizó una buena decarburización, aun cuando no puede ser cuantificable cuanto %C se perdió en dicho proceso.

7. CONCLUSIONES

Se realizó la decarburización en el acero 1050, ya que no se pudo conseguir un acero de alto carbono. Se observó el fenómeno de decarburización de un acero, mediante la microestructura y la dureza de las piezas se concluye que hubo una buena decarburización. Para que la decarburización se diera, se tuvo que llegar a temperatura de austenizacion, por lo que se realizó el tratamiento a una temperatura de 850°C.

8. BIBLIOGRAFÍA

KALPAKJIN, SEROPE Y SCHMID, STEVEN R. 2002, “ Manufactura, ingeniería y tecnología” 4ta edición. Editorial Prentice Hall, México 2002.

José Apraiz Barreiro.1984.Tratamientos térmicos de los aceros. 8ª edición. Editorial Dossat.




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Página 35

Nombre de la práctica: “Difusión de una película delgada en un sólido semi-infinito”

Número de Práctica: 4

No. de Páginas: 7



Autorizó: Dr. Jose de Jesus Coronel Hernandez

Fecha: 13 de febrero de 2015 Fecha: 02 de marzo de 2015

Fecha: 16 enero 2012

CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO ------------------------------------------------------------------------------------ 36

2. INTRODUCCIÓN ---------------------------------------------------------------------------- 36

3. PROCEDIMIENTO -------------------------------------------------------------------------- 38

4. OBSERVACIONES ------------------------------------------------------------------------- 39

5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS ------------------------------------------------- 39

6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS --------------------------------------- 42

7. CONCLUSIONES --------------------------------------------------------------------------- 43

8. BIBLIOGRAFÍA ------------------------------------------------------------------------------ 43




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1. OBJETIVO Que el alumno se familiarice y observe los procesos que se llevan a cabo en la difusión de una película delgada de Cu. 2. INTRODUCCIÓN En una celda electroquímica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electroneutralidad, debe ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este proceso es una reacción redox. En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones remitidos desde el ánodo. Los iones positivos (cationes) se dirigirán al polo negativo, llamado cátodo. En el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra sustancia. Los electrones son enviados al otro electrodo por la batería. El ánodo pierde por tanto su carga negativa y por esa razón es el polo positivo. Este esquema general es válido para la electrodeposición del cobre. El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo. El electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu+2. Por último, el ánodo es una placa de cobre a cuyos átomos la batería arranca electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones de cobre.

Figura 4.1 Esquema de una celda

electroquímica.




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Interdifusión Átomos de un metal difunden en el otro Macroscópicamente: cambios de concentración que ocurren con el tiempo. Transporte de átomos desde las regiones de elevada concentración a baja concentración. Speich y Coworkers determinaron los coeficientes de interdifusion (y limites de solubilidad de Cu) en las fases α y γ del sistema Cu-Fe de las curvas de concentración-penetración obtenidas por EPMA(Electron Probe Micro Analysis) de la difusión de Fe cobreado policristalino. Los datos de concentración-penetración fueron analizados bajo la suposición de que el coeficiente de interdifusion es independiente de la concentración. Al igual que otros elementos que difunden en Fe, el coeficiente de interdifusion disminuye por debajo de la temperatura de Curie(≈759°C). Los coeficientes de interdifusion del Cu-Feα en el rango de temperatura paramagnético (776-859°C) obedece la ecuación de Arrhenius:

(0-20% w) (Ec. 4.1)

De manera similar, los coeficientes de interdifusion del Cu-Feγ pueden ser descritos por la ecuación de Arrhenius

(0-5.0% w) (Ec. 4.2)

Arnold y Panomarenko observaron poca diffusion de Cu en Fe a Temperatura de 1000°C.

Gullet y Bernard, Arkharov, Bokstein y colegas, observaron el movimiento preferencia de Cu en los límites de grano en Fe comercialmente puro durante estudios de interdifusion.

Mientras que Gorbunor reporta la difusión de recubrimiento de Cu en Fe que hay una saturación en la superficie del Fe por Cu a temperaturas de 1150-1250°C. Se encontró que el espesor de recubrimiento de Cu aumentaba con la temperatura y la duración de temple.

Condiciones

Temperatura (°C) difusión=900°C

Corriente=1ª

Δw=9.5*10^-3

Leyes de Faraday




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1. El peso de sustancia desprendida o depositada en los electrodos es proporcional a la cantidad de electricidad que se ha pasado a través de la disolución electrolítica.

2. Las cantidades de diferentes sustancias producidas por la misma cantidad de electricidad son proporcionales a los equivalentes químicos de dichas sustancias.

(Ec. 4.3)

Dónde:

G=Peso

I=Intensidad de corriente

t=Tiempo de electrodeposición

F=constante de Faraday=96500C.


Acero 1020

Lijas

Cortadora

Devastadora

Pulidora

Montadora



Mufla programable

Balanza granataria

Durómetro

Identadores

Fuente DC con conexiones Reactivos y soluciones




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Nital 2.5%


Baquelita

Cobre electrolítico

Acetona Requerimientos de seguridad

Bata

Zapato cerrado


Pinzas Desarrollo experimental Cortar dos piezas de un acero con bajo contenido de carbono (se recomienda un acero 1020) de aproximadamente 4 cm (la que se usará para la electrodeposición), pulir una cara. La otra pieza se corta de 1 cm de altura (será la pieza que se le medirá dureza y se monta en baquelita para observar su microestructura). La pieza de 4 cm se lava y luego se desengrasa con acetona para posteriormente crecer en su superficie una capa de Cu por medio de la técnica de electrodeposición, cuyo espesor aproximado sea de 0.5 micras. Una vez obtenido el espesor adecuado se enjuaga la muestra y se coloca en la mufla para su difusión. 4. OBSERVACIONES

Tiempo de electrodeposición=30 minutos

Se utilizó un acero 1045

Temperatura=900°C

METAL PESO (g)

Ánodo Cu (inicial) 22.9586

Probeta (acero 1045) 8.9213

Ánodo Cu (final) 22.9491

Probeta (difusión) 8.9308

Tabla 4.1. Pesos medidos de los materiales antes y después de la electrodeposición.




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(Ec. 4.3)

1 eq. Cu2+= (Ec. 4.4)

(Ec. 4.5)

(Ec. 4.6)

(Ec. 4.2)

Se realizaron los cálculos de esta forma debido a que el tratamiento se hizo a 900°C.


Figura4.2 Microestructura de la pieza intrínseca.




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Figura 4.3 Probeta electro depositada con Cobre.

Figura 4.4 Microestructura de pieza electro depositada.

60x




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Dureza HRB

Pieza intrínseca (sin electrodeposición) Pieza electro depositada

102.6 78.5

102.5 79.9

102.2 78.9

102.0 80.1

101.9 79.1

101.5 79.4

102.7 80

X=102.2 X=79.4

Tabla 4.2. Datos de las mediciones de dureza en escala HRB, así como el promedio de las mismas.

6. ANALISIS Y DISCUSION DE RESULTADOS. Figura 4.2 En la imagen se muestra la microestructura de un acero 1045, sin deposición de Cobre por vía electrolítica, los granos de color oscuro se refieren a la perlita, mientras que el fondo claro es martensita.

Figura 4.3 Se observa la electrodeposición del Cu en el Fe, teniendo una película delgada uniforme en toda la superficie del acero (exceptuando la parte de donde se soportaba el acero).

Figura 4.4 En la imagen se observa la microestructura de la pieza electro-depositada, se puede ver que al extremo derecho los granos están más compactos, es decir, se observa una microestructura más homogénea, conforme se va avanzando hacia la superficie, podemos observar cómo es que el grano va modificándose, al estar casi en la superficie, se puede observar que los granos, ya son más grandes y no tienen una buena homogeneidad, esto sucede, porque hay una deposición de cobre en el acero 1045, lo cual hace que haya un cambio en la microestructura al menos en la superficie de la probeta.




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Cabe mencionar que la pieza tratada tuvo que ser sobre atacada para poder observar la difusión, ya que de no ser así no se hubiese podido observar la difusión con claridad.

En la tabla 4.2 Se observan las mediciones de dureza realizadas antes y después del tratamiento, se observa que hay una disminución de dureza en el material, sin embargo esto se debe al recubrimiento que se dio, ya que el Cu hizo que la dureza disminuyera un poco.

7. CONCLUSIONES

Se realizó la difusión de una película delgada de Cu sobre una probeta de acero 1045 (medio carbono)

Se realizó la electrodeposición de Cu sobre acero.

Se observó la electrodeposición de Cu en acero a nivel microscópico. 8. BIBLIOGRAFÍA

Andrade C., Feliu S., “Corrosión y Protección metálicas”, Vol. I., 1991, pag. 20

Mantell, C. L., “Ingeniería electroquímica”, 4° ed., Editorial Reverte, España 2003, pags 545-450.

www.nist.gor/data/pdffiles/ipard76.pdf

http://www.nist.gor/data/pdffiles/ipard76.pdf




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Nombre de la práctica: “Ejemplo

práctico de la difusión sólido-sólido” Número de Práctica:

5

No. de Páginas: 7




Fecha: 20 de febrero de 2015 Fecha: 16 de abril de 2015


CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO -------------------------------------------------------------------- 45

2. INTRODUCCIÓN ------------------------------------------------------------ 45

3. PROCEDIMIENTO ---------------------------------------------------------- 46

4. OBSERVACIONES --------------------------------------------------------- 47



7. CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------- 50

8. BIBLIOGRAFÍA -------------------------------------------------------------- 50




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1. OBJETIVO Conocer una aplicación práctica y sencilla de la difusión de una cada delgada de soluto en un sólido finito (difusión sólido-sólido). 2. INTRODUCCIÓN Realizar el depósito de un metal sobre otro y explicar la formación de las fases presentes en distintos momentos. Esta demostración ilustra una fuerza impulsora termodinámica no usual para depositar un metal sólido sobre una superficie metálica y su posterior difusión mediante aplicación de temperatura. En esta práctica se estudiará el caso de la aplicación de zinc sobre cobre mediante reacciones de oxidación reducción y su posterior difusión en el cobre. Este es un experimento comúnmente usado con fines educativos a nivel de preparatoria y secundaria, a este proceso químico se le denomina coloquialmente “convertir cobre en plata y en oro”, esto se hace usando monedas con cobre en la superficie. Dicho experimento se explica por las ecuaciones químicas

(Ec. 1)

(Ec. 2)

(Ec. 3)

En resumen, el Zn pasa a Zn2+ en la disolución, mientras que los dos electrones pasan a través de la interfase Zn-Cu (de ahí que tengan que estar en contacto) al Cu de la moneda. Ya en ella, un ion de ZnO2

2- de la disolución adquiere estos dos electrones para transformarse en Zn y depositarse sobre la superficie del cobre, con lo que la moneda adquiere un color plateado; así parece que el cobre se ha convertido en “plata” (Schreiner et al. 1992). Si se emplea Zn en polvo en lugar de trocitos la reacción es más rápida, pues se favorece el contacto del Zn con la superficie de la moneda. Para convertir la “plata” en “oro” se coloca una de las monedas a unos dos centímetro de una llama oxidante (azul, para evitar el depósito de partículas de carbono sobre la moneda), moviéndola y volteándola periódicamente para que el calentamiento sea homogéneo, esta parte puede hacerse en otros medios de calentamiento, no solo en la flama (se hace en la flama por su rapidez de calentamiento). Con esto se observará que la moneda se vuelve dorada, debido a la migración del Zn a la capa superficial del cobre, con lo que se obtiene latón. El recubrimiento de zinc puede mantenerse con brillo un par de días, tras los cuales se deteriora por su oxidación con el oxígeno atmosférico. Según Schreiner et al. (1992), se puede obtener un resultado parecido si se usa estaño en lugar de zinc.




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Pre-requisito

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3 placas de cobre

1 espátula

3 vasos de precipitados

Agitador de vidrio

Plato caliente

Probeta de 50 mL

Vidrio de reloj

Pinzas de acero inoxidable

Paño suave Reactivos y soluciones

Hidróxido de sodio

Agua destilada

Granalla de zinc

Acido clorhídrico

Bicarbonato de sodio Requerimientos de seguridad

Bata

Zapato cerrado

Lentes de seguridad

Guantes para manipular ácidos y bases Desarrollo experimental 1. Cortar tres piezas de cobre grado electrolítico de aproximadamente el grueso de una

moneda. 2. Pulir las superficies de las tres piezas a acabado espejo. 3. Limpiar con solución de bicabornato de sodio y un paño suave, teniendo cuidado de

manipular con guantes las muestras. 4. Prepara 20 mL de una solución de NaOH al 5% en peso. 5. Poner en dos vasos de precipitados 10 mL de solución de NaOH y adicionar con la

espátula un poco de granalla de zinc en cada vaso. Calentar la mezcla hasta ebullición suave.




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6. Con la ayuda de las pinzas se coloca una pieza de cobre en cada vaso. Sin dejar de calentar se agita con la varilla de vidrio de vez en cuando.

7. Una vez que las piezas adquieren una coloración plateada, con la ayuda de las pinzas se sacan de la solución y se lavan con agua destilada.

8. Una de las piezas se coloca en el plato caliente a temperatura media. Se retira cuando adquiere una coloración dorada.

9. A las tres piezas de cobre (una intrínseca, otra plateada y la dorada) se les realizan observaciones en microscopio para comparar entre ellas.

4. OBSERVACIONES

# Placa Tiempo de deposición en solución alcalina

1 13 min, 10 s

2 13 min, 40 s

3 15 min, 50 s

4 17 min, 55 s

Tabla 5.1 Tiempos de deposición de zinc en cobre

El primer experimento fue fallido y se tuvo que repetir una segunda vez. En esta segunda ocasión las pruebas fueron exitosas pero aun así para lograr la deposición y posterior difusión se requirió un tiempo bastante largo en el baño alcalino de zinc, con respecto a los tiempos usados en el mismo experimento pero en semestres anteriores. También debe mencionarse que se usó zinc en forma de polvo fino ya que esto favorece la rapidez de la reacción. Los tiempos que aparecen en la tabla 5.1 fueron arbitrarios ya que se dejaron las placas hasta que se tornaron plateadas, no fueron consultados de la literatura. Se trató de observar las probetas en el microscopio, mas sin embargo no se logró debido al reducido grosor de las placas, este punto debe tomarse en cuenta para experimentos futuros. 5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS




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Pre-requisito

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Figura 5.1 Placas de cobre en solución de

hidróxido de cobre con polvo de zinc.

Figura 5.2 placas de cobre en diversos estados: placa intrínseca

(izquierda), placa recién sacada de solución básica de zinc (centro), placa con zinc difundido por calentamiento (derecha).




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Figura 5.3 placas de cobre con zinc difundido, cuatro semanas

después del tratamiento. 6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Figura 5.1. Se aprecian las placas de cobre en la solución de hidróxido de sodio para obtener el recubrimiento plateado esperado. Este proceso fue muy difícil de realizar, creemos que se debe a los aleantes presentes en el cobre que no favorecieron el proceso de difusión; como ya se mencionó previamente en las observaciones, en semestres anteriores se realizó el experimento y no se presentaron tantas dificultades como en el actual, la diferencia entre esos experimentos y el que se reporta aquí es el metal base donde se depositó el zinc: en los experimentos anteriores generalmente se usó una moneda de cobre, mientras que en nuestro caso se usaron placas de cobre comercial el cual probablemente es de composición química diferente. Las placas se sacaron de esta solución a partir de que se apreció la primera totalmente plateada, esto con el fin de observar los efectos de un mayor tiempo de deposición en el baño en la difusión de zinc.

Figura 5.2. En estas placas se aprecia la placa intrínseca (extremo izquierdo), la placa con la cubierta de zinc (centro) y la placa con la capa de zinc difundida (extremo derecho). Esta fotografía fue tomada inmediatamente después del tratamiento de difusión. El color dorado indica que el zinc se difundió hacia el interior del cobre, es decir superficialmente hay menos concentración del mismo y por ende desaparición de este color plata. Dicho proceso fue muy rápido a comparación del proceso de deposición del zinc en solución. Esto se debe a que se usó una temperatura muy superior y por ende la difusión del zinc fue rápida.

Figura 5.3. Se aprecian en el extremo izquierdo la placa intrínseca y las otras cuatro fueron sometidas al tratamiento de difusión 4 semanas antes. Se logra apreciar una ligera pérdida de color dorado y la reaparición del color naranja característico del cobre. En experimentos anteriores la coloración dorada se perdió en cuestión de unos cuantos días casi totalmente, debido a que el zinc se difundió rápidamente, mientras que en este caso tardó 4 semanas para presentar indicios de una difusión mediante la pérdida (vagamente perceptible) de color dorado. Este hecho ratifica lo señalado en la figura 5.1: La difusión de cobre en esta clase de aleación de cobre es baja; por lo que para estudios futuros sería conveniente considerar la composición química del cobre usado en el experimento, incluso evaluarla, para conocer los efectos de diversos aleantes en el fenómeno de estudio.




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50

7. CONCLUSIONES Se logró depositar zinc en las placas de obre tras la segunda prueba, al calentar las placas se aceleró el proceso de difusión apreciando el cambio de coloración de dorado a plateado y durante el transcurso de 4 semanas también se apreció la difusión pero mucho más lentamente que durante el calentamiento. Las dificultades que se presentaron en el proceso de deposición las adjudicamos a la composición química de las placas que no permite la deposición y difusión del zinc. El tamaño de la muestras dificultó la observación del fenómeno en el microscopio por lo que no se obtuvieron las micrografías respectivas, este debe ser otro punto a considerar en experimentos futuros. 8. BIBLIOGRAFÍA

Hereida A. (2007). “Convierta cobre en plata y en oro”. Revista Eureka sobre enseñanza y divulgación de las ciencias, 4(2) pp. 349-351.




CORROSIÓN


CLAVE

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Pre-requisito

NINGUNO

51

Nombre de la práctica: “Corrosión de los metales”


No. de Páginas: 15



Autorizó: Dr. José de Jesus Coronel Hernandez


CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO ------------------------------------------------------------------------------------ 52

2. INTRODUCCIÓN ---------------------------------------------------------------------------- 52

3. PROCEDIMIENTO -------------------------------------------------------------------------- 54

4. OBSERVACIONES ------------------------------------------------------------------------- 56

5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS ------------------------------------------------- 57

6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS --------------------------------------- 61

7. CONCLUSIONES --------------------------------------------------------------------------- 66

8. BIBLIOGRAFÍA ------------------------------------------------------------------------------ 66

OBJETIVO




CORROSIÓN


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Pre-requisito

NINGUNO

52

Conocer los efectos de la corrosión en algunos metales.

INTRODUCCIÓN La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno, la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del medio y las propiedades de los materiales en cuestión, entre ellos puede mencionarse los procesos de desgaste por fricción, por erosión o por diversos otros factores mecánicos. Una característica importante de los procesos de corrosión es que los eventos ocurren espontáneamente en la naturaleza, en términos termodinámicos, esto equivale a decir que la variación de energía libre (∆G0) de la reacción global es menor que cero. La corrosión ordinaria, es un proceso redox por el cual los metales se oxidan por medio del oxígeno O2 , en presencia de humedad. El oxígeno en estado gaseoso es un agente oxidante, y la mayoría de los metales tienen potenciales de reducción menores que éste, por lo tanto son fácilmente oxidables. Tipos de corrosión.

General o Uniforme

Es aquella corrosión que se produce con el adelgazamiento uniforme producto de la pérdida regular del metal superficial.

Atmosférica

De todas las formas de corrosión, la Atmosférica es la que produce mayor cantidad de daños en el material y en mayor proporción. Grandes cantidades de metal de automóviles, puentes o edificios están expuestas a la atmósfera y por lo mismo se ven atacados por oxígeno y agua. La severidad de esta clase de corrosión se incrementa cuando la sal, los compuestos de sulfuro y otros contaminantes atmosféricos están presentes.

Galvánica

La corrosión Galvánica es una de las más comunes que se pueden encontrar. Es una forma de corrosión acelerada que puede ocurrir cuando metales distintos (con distinto par redox) se unen eléctricamente en presencia de un electrolito (por ejemplo, una solución conductiva).




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Pre-requisito

NINGUNO

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El ataque galvánico puede ser uniforme o localizado en la unión entre aleaciones, dependiendo de las condiciones. La corrosión galvánica puede ser particularmente severa cuando las películas protectoras de corrosión no se forman o son eliminadas por erosión. Esta forma de corrosión es la que producen las Celdas Galvánicas. Sucede que cuando la reacción de oxidación del ánodo se va produciendo se van desprendiendo electrones de la superficie del metal que actúa como el polo negativo de la pila (el ánodo) y así se va produciendo el desprendimiento paulatino de material desde la superficie del metal. Este caso ilustra la corrosión en una de sus formas más simples.

Quizá la problemática mayor sobre corrosión esté en que al ser este caso bastante común se presente en variadas formas y muy seguido. Por ejemplo, la corrosión de tuberías subterráneas se puede producir por la formación de una pila galvánica en la cual una torre de alta tensión interactúa con grafito solidificado y soterrado, con un terreno que actúe de alguna forma como solución conductiva.

Metales Líquidos

La corrosión con metales líquidos corresponde a una degradación de los metales en presencia de ciertos metales líquidos como el Zinc, Mercurio, Cadmio, etc. Ejemplos del ataque por metal líquido incluyen a las Disoluciones Químicas, Aleaciones Metal-a-Metal (por ej., el amalgamamiento) y otras formas.

Altas Temperaturas

Figura 6.1 Esquema de una celda galvanica.




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Pre-requisito

NINGUNO

54

Algunos metales expuestos a gases oxidantes en condiciones de muy altas temperaturas, pueden reaccionar directamente con ellos sin la necesaria presencia de un electrolito. Este tipo de corrosión es conocida como Empañamiento, Escamamiento o Corrosión por Altas Temperaturas.

Localizada

La segunda forma de corrosión, en donde la pérdida de metal ocurre en áreas discretas o localizadas. Al igual que la General/Uniforme, la corrosión Localizada se subdivide en otros tipos de corrosión. Excepto los metales nobles como oro, plata y platino, todos los demás metales están expuestos al deterioro provocado por la corrosión. Para evitar la corrosión, las estructuras metálicas pueden ser protegidas ya sea con pinturas, recubrirse con polímeros plásticos o darles un depósito electroquímico con otros metales como el zinc. Aunque existen métodos para determinar el deterioro por corrosión, en la mayoría de los casos basta una inspección visual para conocer el daño que presenta un material.

PROCEDIMIENTO Material y equipo

10 clavos

2 cucharas de plástico

Etiquetas

25 frascos de vidrio (de aproximadamente 50 mL)

1 frasco de vidrio (de aproximadamente 250 mL)

10 láminas de 2 cm X 2 cm de botes de aluminio (quitar la pintura de la etiqueta con solvente o lijando)

Lupa

5 pedacitos de plomo

Pinzas para manipular muestras pequeñas

Tiras pH Reactivos y soluciones

NaCl (Cloruro de Sodio)

NaOH (Sosa caustica)

Agua de beber

Barniz de uñas transparente




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Pre-requisito

NINGUNO

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Vinagre blanco

Refresco de cola

Aceite de cocina Requerimientos de seguridad

Bata

Zapato cerrado Desarrollo experimental I.- Factores que provocan la corrosión en hierro a) Etiquetar 5 frascos de vidrio (del 1 al 5) como sigue y poner hasta la mitad cada una de

las soluciones Frasco número 1, agua para beber, medir pH. Frasco número 2, agua para beber con una cucharada de sal de mesa, medir pH. Frasco número 3, agua para beber con sal de mesa y aceite para cocinar hasta arriba sin

mezclar. Frasco número 4, refresco de cola, medir pH. Frasco número 5, vinagre blanco, medir pH.

b) Colocar un clavo limpio en el interior de cada uno de los frascos y tapar. c) Dejar reposar una semana, anotar fechas. d) Sacar los clavos con ayuda de las pinzas y colocarlos sobre un papel blanco etiquetado. e) Con la lupa observar cada clavo y anotar. Los clavos no deben ser resistentes a la corrosión. II.-

Resistencia a la corrosión




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Pre-requisito

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Realizar el mismo diseño experimental anterior sustituyendo los clavos de hierro por trozos de plomo. Utilizar 5 frascos independientes de los anteriores (del 6 al 10). IMPORTANTE: no colocar el clavo y el pedacito de plomo en un mismo frasco. III.- Protección contra la corrosión a. Limpiar muy bien 5 clavos. b. Cubrir los clavos con 3 capas de barniz para uñas transparente y dejarlos secar. c. Realizar el mismo diseño experimental ahora con los clavos recubiertos con barniz de

uñas (frascos del 11 al 15). IV.- Eliminando la protección a. En un frasco de vidrio colocar 150mL de agua para beber y una 1 cucharada de sosa

cáustica (alrededor de 3 g). Agitar hasta que se disuelva la sosa. b. Colocar 5 de los 10 cuadritos de aluminio en la solución de sosa cuidando que no queden

pegados unos con otros. c. Dejar por una hora cuidando que no se peguen los cuadritos de aluminio. d. Sacar con la ayuda de las pinzas cada uno de los cuadritos. e. Con cuidado lavar con agua para beber. f. Hacer el mismo diseño experimental del principio pero ahora en 2 series: En una serie colocar los cuadritos de aluminio intactos (frascos del 16 al 20). En la otra serie los cuadritos de aluminio que previamente estuvieron en la sosa (frascos

del 21 al 25). g. Sacar los cuadritos de aluminio y observarlos con la lupa. OBSERVACIONES

El experimento se dejó durante 10 días a exposición de temperatura ambiente.

Solución pH

Agua 7

Agua + sal 8

Agua + sal + aceite 8

Refresco (cola) 2

Vinagre 2

Tabla 6.1 pH medido a las soluciones antes de realizar los experimentos




CORROSIÓN


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Pre-requisito

NINGUNO

57

PRESENTACIÓN DE RESULTADOS

Figura 6.1. Soluciones que contienen a los clavos

después de una semana.

Figura 6.2. Clavos acomodados de acuerdo al

orden de las soluciones del desarrollo

experimental (del 1 al 5). También se observa el

pH medido para cada solucion.




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Pre-requisito

NINGUNO

58

Figura 6.3. Soluciones que contienen a los

pedazos de Pb después de una semana.

Figura 6.4. Pedazos de Pb acomodados de

acuerdo al orden de las soluciones del desarrollo

experimental (del 1 al 5). También se observa el

pH medido para cada solución.




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Pre-requisito

NINGUNO

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Figura 6.5. Soluciones que contienen a los clavos

recubiertos con esmalte transparente después

de una semana.

Figura 6.6. Clavos recubiertos con esmalte

transparente de acuerdo al orden de las

soluciones del desarrollo experimental (del 1 al

5). También se observa el pH medido para cada

solución.




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Pre-requisito

NINGUNO

60

Figura 6.9. Pedazos de Aluminio con sosa,

acomodados de acuerdo al orden de las

soluciones del desarrollo experimental (del 1 al

5). También se observa el pH medido para cada

solución.


pedazos de Aluminio con sosa después de una

semana.




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Pre-requisito

NINGUNO

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ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Factores que provocan la corrosión en Hierro

Solución Observaciones

Agua

Se observa una oxidación total del clavo, se midió el pH =7, en la solución se observa un precipitado, este es debido al desprendimiento de partículas de óxido


pedazos de aluminio sin sosa después de una

semana.

Figura 6.11. Pedazos de Aluminio sin sosa

acomodados de acuerdo al orden de las

soluciones del desarrollo experimental (del 1

al 5). También se observa el pH medido para

cada solución.




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Pre-requisito

NINGUNO

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del clavo.

Agua + sal Se observa oxidación total de la pieza, con una capa de óxido mayor que la del primer experimento. Se midió el pH =8.

Agua + sal + aceite

Se observa una oxidación parcial, solamente se dio en algunas partes del clavo, al retirar el óxido se observa un cambio de coloración del clavo en las zonas donde hubo oxidación, se midió un pH =8

Refresco de cola

Se observó que el clavo tuvo un cambio de color de gris a negro, el cual al tocarlo con los dedos no se desprendió, se puede decir que el clavo se recubrió de una capa de refresco de cola, tiene una superficie muy suave. La solución en este caso no cambio de color. Se midió un pH =5-6

Vinagre

Se observa una superficie de color amarillo(dorado) en el clavo, tiene una superficie suave y no se observa oxidación. Se midió un pH =1-2.

Tabla 6.2. Observaciones, experimento “Factores que afectan la corrosión en hierro”

Resistencia a la corrosión.


Agua

Se observa una capa rojiza de color similar a la del óxido, la cual recubre al Pb, lo cual indica oxidación del metal. Se midió un pH =7.

Agua + sal

Se observa una capa de color gris obscuro, la cual recubre al Pb, en algunas partes se observó un poco de corrosión del metal. Se midió un pH =8

Agua + sal + aceite

Se observa una capa de color gris muy obscura y opaca al igual que la pieza anterior, se comenzaba a ver la corrosión del metal. Se midió un pH =8

Refresco de cola Se observó un cambio de coloración en el metal a gris obscuro y brillante(solo un




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Pre-requisito

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poco), en pequeñas zonas, el color gris es más claro(se observaron manchas). No hubo cambio de coloración en la solucion. Se midio un pH =4

Vinagre

Se observo coloración gris blancuzca en ciertas secciones y gris opaco en otras, no se observa ningún tipo de corrosión u oxidación. Se midio un pH =2

Tabla 6.3. Observaciones, experimento “Resistencia a la corrosión”

Proteccion contra corrosión


Agua

Se observa desprendimiento del esmalte en zonas del clavo, por lo que hubo corrosión (muy poca) en dichas zonas, también la coloración del recubrimiento cambio a un color blanco opaco. Se midio un pH =8

Agua + sal

A pesar de que se recubrió el clavo en su totalidad, se observa una oxidación en todo el cuerpo, mientras que en la punta y la cabeza se comenzaba a observar corrosión. Se midio un pH =8

Agua + sal + aceite

El recubrimiento se desprendio en algunas partes del clavo, por lo que hubo mayor oxiacion en estas partes. No hubo oxidación uniforme, al retirar el esmalte casi en su totalidad, no se observa una modificación en el clavo (cambio de coloración u oxidación), lo cual quiere decir que puede ser utilizado como recubrimiento (el esmalte), ya que resiste al menos una semana al estar en contacto con este tipo de solucion. Se midió un pH =7

Refresco de cola

El esmalte se desprendió en forma quebradiza, coloración naranja y cacariza, al mismo tiempo se observa oxidación del clavo. Se midió un pH =2

Vinagre El esmalte cambio de color, únicamente




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la punta y la cabeza del clavo se volvieron color negro, que fue la zona de donde hubo desprendimiento del esmalte. Al retirar el esmalte del resto de la superficie, se observa que el clavo permaneció intacto. Se midió un pH =2

Tabla 6.4. Observaciones, experimento “Protección contra corrosión”

Eliminando protección.

Parte A


Agua + NaOH Se observó como una de las superficies comenzaba a quemarse, pero no de forma uniforme, mientras que del otro lado se observó un coloración tornasol, quizá por grasas o aceites. Se midió un pH =7

Agua + sal Se observa que una de las superficies esta manchada, se observa una serie de puntos(manchas) y totalmente opaco. Se midió un pH =8

Agua + sal + aceite Se observaron zonas brillantes, así como cristales de sal que se adhirieron a la superficie del metal, también se observó una mancha café. Se midió un pH =8

Refresco de cola Se observó mayor adherencia de refresco de cola, así como más uniforme. Se midió un pH =2

Vinagre Se observó un aluminio totalmente limpio, pero opaco en una de las superficies, mientras que en la otra se observó color tornasol. Se midió un pH =2

Parte B

Solucion Observaciones

Agua + NaOH Se observaron pequeños cúmulos de sales en ambas caras. Se midió un pH =7-8

Agua + sal Se observó una mancha salina en




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una de las caras, sin embargo no es en toda, únicamente en una parte. Alrededor de la mancha se observaron diferentes coloraciones grises. Se midió un pH =8

Agua + sal + aceite Se observó cristalización de sal en la superficie del aluminio y zonas opacas, así como zonas brillantes. Se midió un pH =8

Refresco de cola En una de las superficies se observa cómo se adhirió el refresco de cola, del lado que tiene adherencia se observó opaco, mientras que de la otra cara se observó una zona brillante. Se midió un pH =2

Vinagre Se observó una pieza totalmente opaca. Se midió un pH =2

Tabla 6.5. Observaciones, experimento “Eliminando protección”

Acero Cuando el acero interacciona con el agua, solo se observa un precipitado debido a que el clavo se oxida, formando oxido férrico. La pieza barnizada presenta poca corrosión, debido a que el esmalte sirve como recubrimiento. Con la presencia de Cloruro de sodio se incrementa la conductividad del medio. En este proceso hubo menor oxidación. Con la presencia de aceite se esperaba un menor ingreso de oxígeno al agua, por lo tanto la corrosión sería menor, este efecto pudo ser observado, teniendo únicamente corrosión parcial (muy poca). En presencia de Refresco de cola, debido a que esta es muy acida acelero la corrosivo, cambiando también la coloración de los clavos. En presencia de Vinagre no hubo formación de precipitados, debido a que el precipitado no es soluble en medio acido producido por el ácido acético y la formación de Fe3+.

Plomo El plomo forma una capa superficial e impermeable de óxido de plomo, la cual es estable en todas las soluciones utilizadas, lo que impide oxidación de este metal. En las zonas en las que se observó oxidación, pudo deberse a que probablemente hubo contaminación.




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Aluminio El aluminio se pasiva al estar expuesto al agua, debido a que el oxígeno reacciona al estar en contacto con aluminio, formando una capa de óxido de aluminio, lo cual sirve como protección, evitando la corrosión.

CONCLUSIONES

Se conocieron los efectos de la corrosión en acero, aluminio y plomo, al estar en contacto con diferentes soluciones y diferentes pH

Se observó que el esmalte sirve como recubrimiento, lo cual evita o retrasa la corrosión de metales.

Al formar una capa de óxido de aluminio, esta sirve como capa protectora evitando la corrosión del mismo.

La corrosión es independiente del pH y solo depende de la velocidad de difusión del oxígeno en el metal.

BIBLIOGRAFÍA

Herbert. H. “Corrosión y control de corrosión”, Ed. URMO, 1970, pags., 155,174

West Jhon M. “Fundamentos de corrosión y oxidación”, Ed., LIMUSA, 1986, Pags., 19,20,49-51.

http://www.textoscientificos.com/quimica/corrosion/tipos (13/03/2015)




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Pre-requisito

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Nombre de la práctica: “Cuantificación

de la corrosión” Número de Práctica:

7

No. de Páginas: 14




Fecha:06 de marzo del 2015 Fecha: 27 de marzo de 2015


CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO -------------------------------------------------------------------- 68

2. INTRODUCCIÓN ------------------------------------------------------------ 68

3. PROCEDIMIENTO ---------------------------------------------------------- 69

4. OBSERVACIONES --------------------------------------------------------- 70



7. CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------- 79

8. BIBLIOGRAFÍA -------------------------------------------------------------- 80




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Pre-requisito

NINGUNO

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1. OBJETIVO Determinar la corrosión de un material como función del tiempo mediante el método de pesado directo. 2. INTRODUCCIÓN

Pruebas de corrosión Miles de pruebas de corrosión se hacen cada día. El valor y la confiabilidad de los datos obtenidos dependen en los detalles involucrados. Desafortunadamente, muchas pruebas no se conducen o reportan apropiadamente, y la información obtenida es engañosa. La mayoría de estas pruebas se hacen con un objetivo específico en mente. Resultados precisos o comparaciones meramente cualitativas pueden requerirse. En cualquier caso, la confiabilidad de las pruebas no es mejor que los pensamientos y planes involucrados. Pruebas bien planeadas y ejecutadas usualmente resultan en reproductibilidad y confiabilidad. Esos son los dos factores más importantes en las pruebas de corrosión. Las pruebas de corrosión, y la aplicación de los resultados, se consideran como unos de los aspectos más importantes de la ingeniería de corrosión. Muchas pruebas de corrosión están diseñadas para seleccionar materiales de construcción para equipos en los procesos industriales.

Clasificación Las pruebas de corrosión se dividen en cuatro tipos de clasificaciones: (1) pruebas de laboratorio; (2) pruebas piloto de semitrabajo; (3) pruebas de servicio actual; (4) pruebas de campo. Los últimos dos pueden ser combinados, pero para evitar la confusión en terminología se hace la siguiente distinción: el tercero involucra pruebas en un servicio en particular o una planta dada, mientras que la cuarta involucra pruebas de campo diseñadas para obtener información más general. Las pruebas de laboratorio se caracterizan por pequeños volúmenes y pequeños volúmenes de soluciones, y las condiciones actuales son simuladas en la medida en que se convenientemente posible. Lo mejor que se puede hace en este aspecto es el uso de soluciones o ambientes actuales de la planta. Las pruebas de laboratorio son más útiles como proyecciones para determinar que materiales merecen una mayor investigación. Algunas vece las plantas se construyen basadas principalmente en pruebas de laboratorio, pero los resultados pueden ser catastróficos a veces. Las plantas piloto o pruebas de semitrabajos son usualmente mejores y mas deseables. Aquí las pruebas se hacen en una planta a pequeña escala que duplica esencialmente operaciones destinadas a gran escala. Materias primas actuales, concentraciones, temperaturas, velocidades, y volumen del licor al área del metal expuesta son involucrados. Las plantas piloto usualmente trabajan lo suficiente para asegurar buenos resultados. Los especímenes pueden ser expuestos en la planta piloto, y el equipamiento mismo.




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Balanza granataria


Cortadora

Acero AISI 1045

Devastadora

Durómetro

6 envases de vidrio de 150 mL con tapa

Identador Rockwell C

Lijas

Montadora


Mufla programable

Pinzas para manipular las muestras

Pulidora

Vernier Reactivos y soluciones

Agua destilada

Solución de ácido nítrico, preparar con pH de 3

Solución de cloruro de sodio al 3.5 % peso

Solución de hidróxido de sodio al 5% peso

Nital Requerimientos de seguridad

Bata

Guantes para manejo de ácidos y bases

Guantes para manejo de objetos calientes

Zapato cerrado Desarrollo experimental Cortar 8 barras de acero de 1.5 cm de altura. Preparar una de las piezas para medirle la dureza y observar su microestructura. A las otras siete piezas hay que limpiarlas bien




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superficialmente mediante lijado, se pesan individualmente en la balanza analítica. Se mide su diámetro y altura con un vernier. Se prepara una primera serie como sigue: Una pieza se coloca en la solución ácida, otra en la solución salina y una tercera en solución básica, numerar de 1 a 3. Se prepara una segunda serie de 4 a 6 de manera similar a la anterior. La séptima pieza se va a someter a temperatura en mufla. En cada sesión de laboratorio, se sacan las piezas, se lavan muy bien y después de secarlas se pesan y se les mide su geometría. Hecho lo anterior, las muestras numeradas de 1 a 3, se vuelven a meter en solución, teniendo cuidado de que esta sea nueva. La serie de 4 a 6 se regresan a las mismas soluciones sin renovarlas. La muestra siete se somete otra vez a temperatura. Hacer al menos 6 mediciones. Al final de todos los procesos, verificar la dureza y la microestructura en aquellas piezas en donde sea posible. Notas: Para determinar los pesos en cada experimento, usar siempre la misma balanza. Medir la altura y diámetro con Vernier, no estimar con regla o flexómetro. Anotar lo más preciso posible, los tiempos de corrosión de cada experimento. Tratar de hacer las mediciones lunes, miércoles y viernes. La muestra tratada a temperatura, tiene que ser a la misma temperatura en todas las ocasiones. 4. OBSERVACIONES Todas las probetas se numeraron de acuerdo a lo indicado en la tabla 7.1 para facilitar su identificación.

# Probeta Medio corrosivo

0 Ninguno (probeta instrínseca)

1 HNO3 a pH=3 (cambiado cada sesión)

2 NaCl al 3.5% (cambiado cada sesión)

3 NaOH al 5% (cambiado cada sesión)

4 HNO3 a pH=3 (sin cambiar)

5 NaCl al 3.5% (sin cambiar)

6 NaOH al 5% (sin cambiar)

7 Calentamiento a 800°C cada sesión

Tabla 7.1 Condiciones corrosivas




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# Probeta/ peso (g)

Día 1 2 3 4 5 6 7

0 13.0946 12.7297 12.57 13.5078 12.2647 13.1397 13.448

4 13.0888 12.7286 12.5744 13.5272 12.2956 13.1742 13.5476

11 13.0668 12.7555 12.5738 13.5005 12.2607 13.139 13.5658

17 13.0833 12.7383 12.5969 13.5192 12.2783 13.1633 13.6045

21 13.0469 12.7116 12.5744 13.4931 12.255 13.14 13.6281

25 13.0639 12.7428 12.6068 13.5244 12.2852 13.1737 13.0638

Tabla 7.2 Registro de pesos de probetas

Fecha Día # Probeta Altura (cm) Diámetro (cm) Volumen (cm3)

06 de marzo 0

1 1.35 1.25 1.657

2 1.3 1.25 1.595

3 1.3 1.25 1.595

4 1.4 1.25 1.718

5 1.25 1.25 1.534

6 1.35 1.25 1.657

09 de marzo 4

1 1.35 1.25 1.657

2 1.3 1.25 1.595

3 1.3 1.25 1.595

4 1.40 1.25 1.718

5 1.25 1.25 1.534

6 1.35 1.25 1.657

7 1.4 1.3 1.858

13 de marzo 11

1 1.4 1.3 1.858

2 1.35 1.3 1.792

3 1.3 1.28 1.673

4 1.4 1.28 1.802

5 1.25 1.25 1.534

6 1.35 1.28 1.737

7 1.4 1.3 1.858

20 de marzo 17

1 1.36 1.26 1.696

2 1.3 1.26 1.621

3 1.3 1.26 1.621

4 1.38 1.26 1.721

5 1.26 1.26 1.571




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Pre-requisito

NINGUNO

72

6 1.35 1.26 1.683

7 1.42 1.29 1.856

23 de marzo 21

1 1.345 1.268 1.698

2 1.308 1.268 1.652

3 1.305 1.268 1.648

4 1386 1.266 1.745

5 1.259 1.266 1.585

6 1.351 1.268 1.706

7 1.430 1.3 1.898

27 de marzo 25

1 1.348 1.267 1.700

2 1.308 1.267 1.649

3 1.306 1.267 1.647

4 1.389 1.269 1.757

5 1.258 1.266 1.584

6 1.350 1.268 1.705

7 1.302 1.502 2.307

Tabla 7.3 Registro de dimensiones de probetas

# Probeta/ Dureza (HRC)

0 1 2 3 4 5 6 7

24.4 21.6 23.7 23.8 23.1 26.4 22.9 64.1

24.9 22.9 26.0 24.4 24.4 25.4 22.2 60.1

24.9 22.8 26.1 25.0 25.0 25.5 23.3 59.5

25.5 23.7 26.5 253.4 24.4 23.2 23.5 66.2

25.0 26.1 24.9 23.7 23.4 23.7 63.5

25.1 25.8 25.5 24.5 23.4 23.8 61.1

25.2 25.1

24.0 25.7

Media= 24.9 22.75 25.7 24.8 24.18 24.6 23.2 24.9

Tabla 7.3 Durezas finales de las probetas




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Figura 7.1 Cambio de peso de probetas de acuerdo a los días transcurridos.




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Figura 7.2 Cambio de volumen de las probetas de acuerdo a los días transcurridos.

Figura 7.3 comparación de durezas finales de las probetas.

c




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Figura 7.4 Probeta 1. Sin atacar a 40x (izq.), sin atacar a 100x (centro), atacada a 100x (der.).






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Figura 7.10 Probeta 7. Sin atacar a 40x (izq.), sin atacar a 100x (centro), atacada a 100x

(der.).


Figura 7.1. En este gráfico podemos apreciar el cambio del peso de cada probeta

(a excepto de la probeta 0, el cual no se modifica ya que dicha probeta, como se

mencionó anteriormente en la tabla 7.1, no se somete a ningún tratamiento de

corrosión), en la mayoría de los casos este peso se mantiene constante, mas sin

embargo en el caso de la probeta 7 su pero decae considerablemente el último día

del experimento, esto se puede deber a que un mal manejo de la probeta provocó

que la capa de óxido se desprendiera de la probeta perdiendo una cantidad

considerable de peso. Las fluctuaciones mostradas en las demás probetas se

puede deber a errores humanos como pesar la probeta aún húmeda (incremento de

peso) o retirar accidentalmente la capa de óxido en la manipulación (pérdida de

peso), adicionados al error del ruido de la balanza. Pero de acuerdo a la ley de

conservación de la materia el peso debe ser el mismo a todos los tiempos. La tabla

7.2 registra esas pérdidas de peso numéricamente.

Figura 7.2. Aquí apreciamos el cambio de volumen de las probetas, el volumen se

obtuvo con la fórmula de cálculo de volumen para un cilindro. Este cambio se toma

en cuenta también ya que como el cambio de peso, el cambio de volumen nos

indica si el proceso de corrosión produce una capa de óxido y cómo evoluciona ésta

conforme pasa el tiempo del experimento en todas las probetas a excepción de la 1

y 7 se aprecia un aumento en de dicha capa el día 11 del experimento, en base a

esto podemos pensar que en esta etapa de la corrosión se crea la capa de máximo

espesor de óxido y posteriormente esta se cae en parte descendiendo el volumen




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de la probeta aunque de nuevo comienza a incrementarse hasta el final del

experimento. En el caso de la probeta 7 más bien podríamos considerar que sigue

un comportamiento exponencial a diferencia del resto de las probetas ya que dicha

probeta es sometida a corrosión en caliente y se presenta un óxido diferente al

resto de las probetas, éste forma láminas que pueden impedir el paso de oxígeno

hasta el metal no corroído de modo que la generación de este óxido es cada vez

más lento y a d diferencia del generado en solución acuosa es muy difícil de retirar y

es más grueso.

Figura 7.3. Esta gráfica nos muestra las diferencias entre las durezas de las

probetas al final del experimento sin retirar la capa de óxido. Las diferencias entre

las probetas 0 a 6 son muy pequeñas, esto nos quiere decir que la corrosión en

medio acuoso ya sea con soluciones cambiadas cada sesión o las mismas

soluciones, no genera un cambio significativo en las durezas de cada probeta. En el

caso de la probeta 7 podemos ver la gran diferencia de dureza, esto se debe a que

además de que la alta temperatura genera una capa de óxido relativamente gruesa

y dura, la probeta se somete a un tratamiento térmico constante, lo cual puede ser

la causa de su alta dureza, de hecho presenta una dureza más alta que la propia de

un temple (50 HRC) por ende lo atribuímos a la dureza recibida por el tratamiento

recibido durante las pruebas y a la capa de óxido generada.

Figura 7.4. Presenta cavidades de corrosión con algo similar a una cola de cometa,

dicha cola se puede deber a los huecos que deja el óxido al desprenderse del metal

durante el pulido ya que siguen la misma dirección curva (propia de la pulidora) y

puede ser considerada una corrosión por erosión. Estas huellas pueden deberse a

que el óxido generado es quebradizo y se desprende con facilidad, al arrastrarse

raya el metal dejando su rastro característico.

Figura 7.5. En esta imagen a diferencia de la anterior se aprecian hueco más

circulares y grandes que en la imagen anterior, los cuales pudieran ser propios de

una corrosión por picadura, además se aprecia un rastro en forma de manchas

grises circundando los huecos de la corrosión, pudieran ser centros de nucleación

donde empezaba la corrosión pero no se lograron formar huecos grandes y

profundos debido a cuestión de tiempo (ya que se detuvo el proceso).

Figura 7.6. Se aprecian huecos relativamente pequeños a comparación de los

formados en las probetas anteriores, esto se debe a que el medio básico es menos

corrosivo que los medios ácido y salino en esta aleación.




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Figura 7.7. En esta fotografía es necesario destacar que se aprecian grandes

manchas grises en toda la probeta, las cuales se pueden deber a que el óxido se ha

quedado adherido al metal fuertemente y no se puede desprender totalmente con el

pulido que se le ha dado hasta ahora a la probeta. Este fenómeno se aprecia en

esta probeta ya que es un medio muy corrosivo con el metal y además como se usa

la misma solución desde el inicio, su reposo y exceso de ácido puede estar

facilitando ese proceso de fuerte adhesión del óxido a la probeta, a diferencia del

resto de las pruebas.

Figura 7.8. nuevamente en este medio corrosivo se aprecian huecos con colas de

cometa pero en esta ocasión son más grandes pero un poco menos abundantes,

esto nos hace pensar que la solución salina sin cambiar produce huecos más

grandes por corrosión pero en menor cantidad, los cuales al pulirse dejan rastros de

cometa y parecieran rastros de una ligera corrosión por erosión.

Figura 7.9. Esta probeta presenta menos rastros de corrosión que el resto, y es

coherente ya que se trata de una solución alcalina que no se cambia y la

concentración de agentes corrosivos es probablemente más baja conforme pasa el

tiempo, añadido el hecho de que los medios básicos son poco corrosivos en

aleaciones ferrosas, entonces tenemos una baja tasa de corrosión y por ende pocos

huecos visibles.

Figura 7.10. Esta es la probeta más corroída de todas: se aprecian huecos poco

profundos pero de una gran área arrancados de la superficie del metal. Lo que

prueba que la corrosión a alta temperatura aunque crea una capa de óxido más

dura y resistente a esfuerzos mecánicos que el resto es mucho más perjudicial.

7. CONCLUSIONES El medio corrosivo más agresivo fue la atmósfera de oxígeno a alta temperatura, también se generó la capa de óxido más dura pero el daño a la pieza metálica es muy grande. De los medio acuosos el más dañino fue el de ácido nítrico sin renovar debido a que dejó los rastros de corrosión más grandes (después del dejado por la corrosión en caliente). Los pesos de las probetas se mantuvieron oscilando en un intervalo muy cerrado y casi no hubo cambio en estos. Los volúmenes de todas las probetas a excepción de la probeta 7 presentaron un incremento en el día once para después disminuir pero se observó una tendencia a aumentar lentamente con el paso de los días. El volumen de la probeta siete sigue un comportamiento aparentemente exponencial y fue mayor que el de las demás probetas.




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8. BIBLIOGRAFÍA Fontana M. G. “Corrosion Engineering” 3° Ed. Mc. Graw-Hill. 1976. NYC. USA. Pp 153-155.




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Nombre de la práctica: “Corrosión del

acero” Número de Práctica:

8

No. de Páginas: 14




Fecha: 09 de marzo de 2015 Fecha: 23 de abril de 2015


CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO -------------------------------------------------------------------- 82

2. INTRODUCCIÓN ------------------------------------------------------------ 82

3. PROCEDIMIENTO ---------------------------------------------------------- 86

4. OBSERVACIONES --------------------------------------------------------- 87



7. CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------- 92

8. BIBLIOGRAFÍA -------------------------------------------------------------- 93




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1. OBJETIVO Conocer la resistencia a la corrosión de un material, como una simulación de un proceso real que ocurre en tanques que almacenan líquidos. 2. INTRODUCCIÓN El hierro tiende a regresar a su estado más estable en la naturaleza que es el de óxido de hierro. La teoría electroquímica de la corrosión muestra la corrosión como una red de pilas galvánicas en corto circuito sobre la superficie de un metal. Los iones del metal se disuelven en las áreas anódicas en cantidad equivalente a la reacción de las áreas anódicas en cantidad equivalente a la reacción de las áreas catódicas. En las áreas anódicas tiene lugar la reacción de la ecuación 1.

(Ec. 1) Esta reacción es rápida en casi todos los medios, como se muestra por la pérdida de la polarización pronunciada cuando se hace al hierro ánodo empleando una corriente externa. Cuando el hierro se corroe, la velocidad está controlada usualmente por la reacción catódica, que en general es mucho más lenta (control catódico). En soluciones desaireadas la reacción catódica es la ecuación 2.

(Ec. 2)

Esta reacción es bastante rápida en ácidos, pero es lenta en los medios alcalinos y en los acuosos neutros. La velocidad del desprendimiento de hidrógeno a un pH específico depende de la presencia o ausencia en el metal de impurezas de baja sobretensión de H2. Con el hierro puro, la propia superficie del metal debe proporcionar las zonas de desprendimiento del H2, de aquí que el hierro de alta pureza continúe corroyéndose en ácidos, pero a velocidad apreciablemente más baja que la del hierro comercial. La reacción catódica se puede acelerar por el oxígeno disuelto según la ecuación 3, proceso que se denomina “despolarización”.

(Ec. 3)

El oxígeno disuelto reacciona con los átomos de hidrógeno adsorbidos al azar sobre la superficie del hierro, independientemente de la presencia o ausencia de impurezas. La reacción de oxidación procede con la misma rapidez con la que el oxígeno alcanza la superficie del metal. Sumando las ecuaciones 1 y 3, utilizando al reacción de disociación del agua, tenemos la ecuación 4.

(Ec. 4)

El óxido ferroso hidratado, Fe∙nH2O, o hidróxido ferroso, Fe(OH)2, compone la capa de la barrera de difusión próxima a la superficie del hierro a través de la cual tiene que difundirse el O2. El pH del Fe(OH)2 saturado es aproximado a 9.5, o sea que la superficie del hierro que se




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corroe en agua pura aireada es siempre alcalina. El color del Fe(OH)2, aunque blanco cuando es puro, es normalmente color verde a negro verdoso debido a la oxidación incipiente que produce aire. En la cara externa de la película de óxido, el acceso del oxígeno disuelto convierte al óxido ferroso en óxido férrico hidratado o hidróxido férrico, de acuerdo con la ecuación 5.

(Ec. 5)

El óxido férrico hidratado es de color anaranjado a rojo oscuro y constituye la mayor parte del orín ordinario. Existe como Fe2O3 α (Hematites) no magnético y Fe2O3 γ magnético, la forma α tiene mayor energía libre negativa de formación (mayor estabilidad). El Fe(OH)3 saturado tiene un pH casi neutro. Entre, el Fe2O3 y FeO hidratado es frecuente que se forme una capa intermedia de color negro, de óxido ferroso-férrico hidratado magnético, de fórmula Fe3O4∙nH2O, según esto las películas de herrumbre u orín se componen, por lo general, de tres capas de óxidos de hierro en diferentes estados de oxidación.

Efecto de las sales disueltas La figura 8.1 demuestra el efecto de la concentración que el NaCl ejerce sobre la corrosión del hierro en agua saturada de aire, a temperatura ambiente. En un principio la velocidad de corrosión aumenta con la concentración de NaCl y luego decrece, descendiendo su valor por debajo del correspondiente al del agua cuando se alcanza una saturación (26% de NaCl). Puesto que la despolarización por oxígeno controla la velocidad de corrosión a través de la gama de concentraciones de NaCl, tiene cierto interés conocer por qué la velocidad de corrosión en principio aumenta, alcanzando el valor máximo cuando al solución contiene 3% de NaCl (concentración del agua de mar), y entonces decrece. La solubilidad del oxígeno en agua decrece continuamente según aumenta la concentración de NaCl, lo cual explica la disminución de la velocidad de corrosión a las concentraciones más altas de NaCl. Pero esto no explica el aumento inicial de la velocidad de corrosión, ya que la solubilidad del oxígeno comienza a descender desde el preciso momento en que se comienzan a hacer pequeñas adiciones de NaCl. El efecto parece estar relacionado con un cambio de la naturaleza protectora de la película de óxido que forma la barrera de difusión que se deposita sobre el hierro que se corroe. En el agua destilada de baja conductividad, los ánodos y cátodos se localizan relativamente próximos entre sí. En consecuencia los iones Oh- que se forma en los cátodos de acuerdo con la ecuación modificada 3 (ya modificada se aprecia en la ecuación 6) están siempre en inmediata proximidad de iones Fe2+ que se forman en los ánodos contiguos, lo que produce una película de Fe(OH)2 adyacente y adherente a la superficie del metal. Esto proporciona una eficaz película barrera de difusión.

(Ec. 6)

De otro lado, en las soluciones de NaCl la conductividad es mayor, por lo que los ánodos y cátodos adicionales pueden funcionar mucho más alejados entre sí. E tales cátodos el NaOH no reacciona de inmediato con FeCl2 formado en los ánodos y, en lugar de esto, estas sustancias se difunden en la solución y reaccionan para formar Fe(OH)2 lejos de la superficie




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del metal. Es obvio que el Fe(OH)2 así formado no proporciona una capa barrera protectora sobre la superficie del metal. De aquí que el hierro se corroa con mayor rapidez en NaCl diluido puesto que puede llegar a las áreas catódicas más oxígeno disuelto. Por encima de 3% de NaCl, el descenso continuado de la solubilidad del O2 es más importante que las alteraciones de la capa barrera de difusión, y la corrosión disminuye.

Figura 8.1 efecto de la concentración de NaCl sobre la corrosión del hierro en soluciones

aireadas, temperatura ambiente Las sales de los metales alcalinos (p.e. KCl, LiCl, Na2SO4, KI, NaBr, etc.) afectan a la velocidad de corrosión de hierro y del acero casi de igual manera que el NaCl. Los cloruros parecen ser algo más corrosivos según el orden Li, Na y K. Las sales de las tierras alcalinas (p.e. CaCl2, SrCl2), son algo menos corrosivas que las sales de los metales alcalinos. Los nitratos parecen ser ligeramente menos corrosivos que los cloruros o los sulfatos a bajas concentraciones (0.1 a 0.25N) pero no necesariamente a concentraciones más altas. Las pequeñas diferencias entre todas estas soluciones pueden provenir, por ejemplo, de su efecto específico sobre la capa barrera de difusión de Fe(OH)2, o quizás debido a que las diferentes características de adsorción de los iones en la superficie del metal originen diferentes relaciones de las áreas ánodo-cátodo o características diferentes de sobretensión para la reducción del O2. Las sales ácidas, que son aquellas que se hidrolizan para formar soluciones ácidas, producen corrosión con desprendimiento de hidrógeno y despolarización por oxígeno combinadas, a velocidad paralela a la de los ácidos correspondientes para el mismo pH. Son ejemplos de estas sales el AlCl3, NiSO4, MnCl2, FeCl2. Las sales amónicas, por ejemplo, NH4Cl, también son ácidas y producen una velocidad de corrosión mayor que la que corresponde a su mismo pH (para concentraciones>0.05N). El aumento de corrosividad se atribuye a las propiedades




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de los iones NH4+ para complejar iones de hierro, reduciendo así la actividad de Fe2+ e

incrementando la tendencia del hierro a corroerse. El nitrato de amonio de concentraciones elevadas es más corrosivo (tanto como ocho veces más) que el cloruro o sulfato, debido en parte al efecto despolarizante de los iones NO3

-. En presencia de un exceso de NH3, común en las soluciones de fertilizantes sintéticos, la velocidad de corrosión en nitrato de amonio, a temperatura ambiente, puede alcanzar el muy elevado valor de 50 mm/año. El complejo formado en este caso tiene la estructura [Fe(NH3)6](NO3)2. Puesto que el acoplar acero dulce a un área igual de Pt no produce ningún efecto sobre la velocidad de corrosión, parece que la reacción está controlada catódicamente. La estructura metalúrgica afecta a la velocidad de corrosión y el acero suave que ha sido trabajado en frío reacciona con mucha más rapidez que otro templado a temperatura elevada (ver figura 8.2). Esto indica que la reacción no está controlada por la difusión, sino que en su lugar depende de la velocidad de formación del ion metálico en el ánodo y también en cierto grado de la velocidad de despolarización en el cátodo.

Figura 8.2 corrosión de acero dulce en solución acuosa de 44.4% NH4NO3 y 5.9% NH3,

temperatura ambiente, en función del tratamiento térmico del metal




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Las sales alcalinas que se hidrolizan para formar soluciones de pH>10 actúan como inhibidores de la corrosión. En presencia de oxígeno disuelto pasivan al hierro de igual manera que el NaOH. Como ejemplo de estas sales se pueden citar el trifosfato de sodio (Na3PO4), el tetraborato de sodio (Na2B2O7), el silicato de sodio (Na2SiO3) y el carbonato de sodio (Na2CO3). Además de favorecer la pasivación del hierro por el oxígeno disuelto, estas sales son capaces de formar capas que actúan como barreras de difusión más eficientes que el FeO hidratado y, debido a esto, también tiene la facultad de inhibir la corrosión por debajo de pH 10, y por encima de pH 10 proporcionan mejor inhibición que el NaOH y el Na2CO3. Las sales oxidantes se dividen en dos grupos, las que son buenos agentes despolarizadores y por lo tanto corrosivas y las que son pasivadoras y eficientes inhibidores. Son ejemplo de esta primera clase el FeCl3, CuCl2, HgCl2 y el hipoclorito de sodio. Los productos químicos de esta clase son los más difíciles de manipular con equipos metálicos. Como ejemplo de la segunda clase se pueden citar los siguientes: Na2CrO4, NaNO2, KMnO4 y K2FeO4. 3. PROCEDIMIENTO Material y equipo

Agitador de vidrio

1 barra de acero de construcción doblada en “U”


Cortadora

Devastadora

2 vasos de precipitado de vidrio de 600 mL

1 jeringa

Lijas


Montadora

1 Plato caliente

Pulidora

Tiras pH

Tubo de vidrio doblado en “U”

1 vaso de precipitados de 250 mL

Cepillo de alambre Reactivos y soluciones

NaCl (sal común)

Agar

Nital




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Agua destilada Requerimientos de seguridad

Bata

Zapato cerrado Desarrollo experimental Cortar una barra de acero de aproximadamente 30 cm de largo. Doblarla en “U”. Adicionalmente cortar un pedazo de 1 cm medirle la dureza y posteriormente montarlo para pulirlo y observar su microestructura. Disolver hasta saturar a temperatura ambiente NaCl en 100mL de agua destilada. Calentar esta solución para disolver el agar, debe quedar con consistencia no muy espesa. Se deja enfriar un poco y con la jeringa se llena el tubo de vidrio de modo que no queden burbujas, de esta forma obtenemos un puente salino. Se deja reposar para su uso posterior. En los dos frascos se adiciona agua destilada hasta la mitad. En uno se disuelve NaCl en cantidad suficiente sin llegar a tener precipitado. Se mide el pH tanto del agua pura como de la solución salina. Uno de los extremos de la barra se sumerge en el agua mientras que el otro en la solución salina, lo mismo se hace con el puente salino. Se dejan durante 4 0 5 días a temperatura ambiente, cuando haya transcurrido el tiempo se retira la barra y el puente salino. Se mide nuevamente el pH en cada frasco. Se verifica la condición superficial de la barra y se cortan los extremos (marcarlos bien para distinguir cual estuvo en el agua pura y cual en la solución salina) para realizar una metalografía y observar la oxidación intergranular. 4. OBSERVACIONES El puente salino presentó problemas en su fabricación ya que el agar usado al principio no contaba con la consistencia requerida para introducirse en el tubo de vidrio: se formaban grumos individuales que hacían imposible su inyección, este agar fue proporcionado por el M. en C. Adrián Sosa Domínguez, dicho agar procedió del laboratorio de electroquímica. Finalmente se usó un agar bacteriológico procedente del almacén de la facultad, pero proporcionado por la Dra. Sandra Andrea Mayén Hernández. Debido a que el medio salino usado fue de NaCl, se usó la misma sal para el electrolito dentro del puente salino. La barra de acero fue una barra de construcción que se encontró en la universidad misma, por lo que




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ya presentaba algunos signos de corrosión que fueron removidos mecánicamente con lijas y el cepillo de alambre. 5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS

Figura 8.3 celda de corrosión para la barra de acero

Figura 8.4 varilla de acero después de someterse

a corrosión




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Figura 8.5 Micrografía del acero antes de someterse a corrosión




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Figura 8.6 Micrografía del extremo del acero sumergido en agua pura.




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Figura 8.7 Micrografía del extremo del acero sumergido en solución salina


Figura 8.3. esta es la celda usada para el experimento de corrosión, dicho experimento duro tres semanas, se puede apreciar la diferencia de coloración en ambos extremos de la celda, en el lado izquierdo donde se usó agua pura y en el extremo derecho donde se usó agua con sal. Dicha diferencia de coloración se puede deber a los compuestos de hierro formados por el proceso de corrosión o la concentración de los compuestos formados, incluso en la sección de agua con sal se ven sólidos




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depositados en el fondo pero el resto de la solución permanece casi cristalino, mientras que en el otro lado se ven los sólidos suspendidos en todo el medio. Podemos pensar que la presencia de sal afecta el equilibrio del proceso de corrosión provocando una velocidad diferente de corrosión o generando compuestos que no permanecen en suspensión a diferencia de los que aparecen en al agua sola.

Figura 8.4. Este es el aspecto de la varilla fuera de la solución, en el extremo izquierdo se aprecia una gran cantidad de óxido mientras que en el extremo derecho casi no se ven rastros de este. Lo cual nuevamente se puede adjudicar a la presencia de un medio salino y no salino.

Figura 8.5. Esta micrografía pertenece a un corte transversal de la varilla antes de ser sometida a corrosión, se aprecian dos fases diferentes muy bien definidas, la más clara puede ser ferrita, mientras que la fase más oscura pertenece a granos perlíticos, los límites de grano se ven muy definidos y casi no se aprecia la matriz ferrítica.

Figura 8.6. Esta es la micrografía del extremo corroído en agua pura, se aprecian granos perlíticos más pequeños y una matriz ferrítica más abundante, aunque la imagen fue tomada con los mismos aumentos, esta diferencia en los granos se debe a la corrosión que preferentemente se desarrolla integranularmente y a largo plazo provoca la pérdida por oxidación de los granos inmersos en la matriz, en este caso son granos perlíticos. También se logran apreciar manchas muy oscuras que no pertenecen a ninguna de las dos fases estas son probablemente arrancamientos de grano o bien se ve el efecto de corrosión por cavitación a nivel micrométrico.

Figura 8.7. Esta imagen es la micrografía del extremo de la barra de acero sometida a corrosión en solución salina. De manera similar a la foto anterior se aprecian granos perlíticos de menor tamaño que en la varilla sin corroer, pero estos granos son de mayor tamaño que en la foto anterior, es decir se presentó menos corrosión en esta probeta introducida en medio salino que en agua pura. Esto se ve reafirmado por la figura 8.1, ya que el porcentaje de cloruro de sodio es mucho mayor al 3% donde se aprecia una inflexión del comportamiento de corrosión.

7. CONCLUSIONES La corrosión se dio de manera diferente en cada extremo de la barra debido a la diferencia de los medios de corrosión, la corrosión se apreció más en el extremo sumergido en agua pura que en el sumergido en agua con NaCl. Esto debido a que arriba de cierto porcentaje de NaCl se observa una disminución de la velocidad de corrosión en el hierro. Las micrografías demostraron un cambio en el tamaño de grano perlítico, lo cual creemos que se debe a la corrosión de esta zona y su posterior desprendimiento, además de observar varios huecos causados posiblemente por corrosión por cavitación en ambas probetas. Para poder afirmar inequívocamente la diferencia de corrosión por la concentración de NaCl, sería conveniente estudiar este fenómeno usando soluciones de esta sal pero con diferentes concentraciones aplicada a una misma pieza.




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Pre-requisito

NINGUNO

93

8. BIBLIOGRAFÍA

Uhlig H. “Corrosión y control de corrosión” 1° Ed. Ediciones Urmo. Bilbao, Esp. Pp. 92-93, 111-115.




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Nombre de la práctica: “Simulación de

corrosión en uniones y tanques con

soldadura o abrazaderas”

Número de Práctica:

9

No. de Páginas: 6




Fecha: 13 de marzo de 2015 Fecha: 01 de junio de 2015

Fecha: 16 de enero 2012

CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO -------------------------------------------------------------------- 95

2. INTRODUCCIÓN ------------------------------------------------------------ 95

3. PROCEDIMIENTO ---------------------------------------------------------- 95

4. OBSERVACIONES --------------------------------------------------------- 96



7. CONCLUSIONES ----------------------------------------------------------- 98

8. BIBLIOGRAFÍA -------------------------------------------------------------- 99




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Pre-requisito

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95

1. OBJETIVO Observar la corrosión cuando se ponen en contacto materiales semejantes de diferentes áreas en un medio electrolítico. 2. INTRODUCCIÓN En condiciones estáticas, cuando la corrosión bimetálica depende de la velocidad de difusión del oxígeno en el cátodo la corrosión es independiente de la forma del ánodo y es proporcional al área del metal catódico. Este fenómeno puede presentarse en uniones y tanques con soldaduras o abrazaderas. 3. PROCEDIMIENTO Material y equipo


Dos placas pequeñas de metal soldadas

Una placa de acero con barrenos

Tornillos, tuercas y rondanas de acero

Tubo de cobre con un niple y un codo (también de cobre) soldados Reactivos y soluciones

Agua destilada

Solución de cloruro de sodio al 3.5 % peso Requerimientos de seguridad

Bata

Guantes de nitrilo

Zapato cerrado Desarrollo experimental




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Pre-requisito

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Colocar los tornillos y las tuercas en la placa de acero. Preparar suficiente solución de cloruro de sodio. Poner por separado las diferentes piezas en recipientes adecuados y adicionar el agua con NaCl de modo que queden sumergidas. Dejar reposar por una semana. Sacar las piezas, observar y registrar en donde fue mayor la corrosión. 4. OBSERVACIONES Todo el procedimiento se realizó según lo indicado en el desarrollo experiemental. 5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS

Figura 9.1 Codo de cobre al final del experimento. Vista superior (Izq.), vista inferior (der.).

Figura 9.2 Pieza de acero soldado en “T” al final del experimento. Dentro de la solución (izq.),

fuera de la solución (der.).




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Pre-requisito

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Figura 9.3 Unión de placa y tornillo con tuerca de acero al final del experimento. Dentro de la

solución (izq.), fuera de la solución (der.)

Figura 9.4 Unión de cobre en “T” al final del experimento. Dentro de la solución (izq.), fuera de

la solución (der.).


Figura 9.1. Se aprecia un precipitado azul turquesa, en ciertas partes del codo se aprecian secciones más oscuras y también en las uniones apareció un precipitado blanco y otro negro, ambos son muy quebradizos, pero solo aparecen en las uniones, los sólidos se ven suspendidos por todo el líquido que es de aspecto lechoso. Estas coloraciones azules son propias del cobre en estado oxidado (Cu2+), lo que indica la corrosión del cobre en medio salino; los precipitados negros y blancos pueden ser propios de los componentes de las soldaduras de las uniones de las piezas de cobre estas soldaduras son de aleaciones de plomo y estaño los óxidos los cuales pueden producir óxidos negros o blancos dependiendo del estado de oxidación de cada metal. Esto se ve reforzado por el hecho de que cada tipo de precipitado solo aparece en zonas donde se encuentra cada metal. Se aprecia también una gran pérdida de agua, la cual se pierde al reducirse en hidrógeno durante el proceso de corrosión, además de su evaporación al medio ambiente.




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Figura 9.2. En esta pieza al igual que en la figura anterior bajó el nivel de agua pero solo hasta aproximadamente tres cuartas partes del volumen original, mas sin embargo una parte de la pieza quedó al descubierto. En este caso en la solución se aprecian partículas naranjas suspendidas y tiene una coloración naranja transparente, el aparente óxido solo se ve depositado en el fondo pero de carácter pulvurulento y no se queda adherido a la pieza como en el caso anterior, en el metal se depositó una ligera capa de óxido sobre todo en las uniones soldadas. Esta pieza presentó una gran resistencia a la corrosión y es difícil hasta cierto punto determinar de qué sección de la pieza provienen los óxidos pero aúnas así las pequeñas cantidades presentes estaban depositadas principalmente como ya mencionamos en las uniones soldadas, esto se puede deber a que dichas secciones son más susceptibles a la corrosión debido a la diferencia del material de aporte y el metal base, esta diferencia puede provocar la generación de una zona anódica y otra catódica, lo cual hace que se genere el efecto de una celda galvánica en la unión y entonces empieza ahí la corrosión. Otro factor que puede inducir que la corrosión se de en la unión soldada es el tamaño de grano que generalmente es más pequeño en esas zonas y se da una corrosión más rápida aquí mediante corrosión intregranular. Por ende es necesario tomar en cuenta estos factores para cuando se requiere fabricar sistemas donde se pueda dar corrosión muy fuerte en esas zonas con uniones.

Figura 9.3. Esta pieza prácticamente no presentó signos de corrosión, la solución permaneció prácticamente transparente y aparecieron unos pequeños depósitos verdes y blancos con forma de “pelusa” sobre la muestra, estos abundaban un poco más en la zona circundante a la unión de la placa con el tonillo y algunas otras se encontraban suspendidas en la superficie de la solución. Nuevamente este acero muestra una gran resistencia a la corrosión en medio salino, y los pocos indicios de corrosión aparecen en la unión, en este caso sucede algo similar: la placa y el tornillo presentan evidentemente diferencias en composición química lo cual provoca la polarización y por ende la aparición de zonas anódicas y catódicas que iniciaría la corrosión, en este caso se vería favorecida la corrosión por agrietado de acuerdo a la literatura y el tipo de unión.

Figura 9.4. esta unión en “T” presenta zonas cafés, negras y blancas en gran cantidad a diferencia del codo de cobre e igualmente aparece el precipitado azul celeste, también se perdió más de la mitad del agua, quedando la pieza al descubierto, lo cual pudo tener efectos negativos en el experimento ya que quizá modificó la cinética de la oxidación, mas sin embargo esto no es del interés del experimento, por lo que se omitirá este punto. Al igual que en los demás casos el agua se pudo perder por evaporación y/o por reaccionar con el metal en los procesos de corrosión.

7. CONCLUSIONES En general podemos decir que se observó un proceso de corrosión en todas las muestras, pero esta no se dio uniformemente en toda la pieza sino que esta se favorece en las uniones




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ya sean soldadas o por tornillos u otros sistemas de sujeción, esto se debe a la diferencia de áreas, polarización e incluso a la diferencia de las fases microestructurales de los metales unidos, en el caso de los cobres se ven óxidos diferentes debido a que el metal usado en la soldadura no es cobre sino una aleación de plomo y estaño que por ende generan sus propios óxidos. 8. BIBLIOGRAFÍA Fontana M. G. “Corrosion Engineering” 3° Ed. Mc. Graw-Hill. 1976. NYC. USA. Pp 41-50.




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Nombre de la práctica: “Corrosión usando un par electroquímico”


No. de Páginas: 9




Fecha: 16 de abril de 2015 Fecha: 01 de junio de 2015


CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO ---------------------------------------------------------------------------------- 101

2. INTRODUCCIÓN -------------------------------------------------------------------------- 101

3. PROCEDIMIENTO ------------------------------------------------------------------------ 102

4. OBSERVACIONES ----------------------------------------------------------------------- 103

5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS ----------------------------------------------- 104

6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS ------------------------------------- 107

7. CONCLUSIONES ------------------------------------------------------------------------- 108

8. BIBLIOGRAFÍA ---------------------------------------------------------------------------- 109




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101

1. OBJETIVO Conocer algunos procesos de corrosión electroquímicos. Utilizar los potenciales estándar de para predecir la corrosión de diferentes materiales en un par electroquímico. 2. INTRODUCCIÓN La corrosión es un fenómeno electroquímico que afecta a metales, aleaciones, polímeros, cerámicos, etc., el cual tiende a regresar a su estado de equilibrio a los compuestos, esto es en forma de óxidos, sulfatos, carbonatos. Cuando dos metales diferentes en contacto o conectados por medio de un conductor eléctrico, son expuestos a una solución conductora se presenta la corrosión galvánica. En este caso, existe una diferencia en potencial eléctrico entre los metales diferentes y sirve como fuerza directriz para el paso de la corriente eléctrica a través del agente corrosivo, de tal forma que el flujo de corriente corroe uno de los metales del par formado.

La corrosión es un proceso electroquímico en el cual un metal reacciona con su medio ambiente para formar óxido o algún otro compuesto. La celda que causa este proceso está compuesta esencialmente por tres componentes: un ánodo, un cátodo y un electrolito (la solución conductora de electricidad). El ánodo es el lugar donde el metal es corroído: el electrolito es el medio corrosivo; y el cátodo, que puede ser parte de la misma superficie metálica o de otra superficie metálica que esté en contacto, forma el otro electrodo en la celda y no es consumido por el proceso de corrosión. En el ánodo el metal corroído pasa a través del electrolito como iones cargados positivamente, liberando electrones que participan en la reacción catódica. Es por ello que la corriente de corrosión entre el ánodo y el cátodo consiste en electrones fluyendo dentro del metal y de iones fluyendo dentro del electrolito.

Aunque el aire atmosférico es el medio más común, las soluciones acuosas son los ambientes que con mayor frecuencia se asocian a los problemas de corrosión. En el término solución acuosa se incluyen aguas naturales, suelos, humedad atmosférica, lluvia y soluciones creadas por el hombre. Debido a la conductividad iónica de estos medios, el ataque corrosivo es generalmente electroquímico.

La definición más aceptada entiende por corrosión electroquímica “el paso de electrones e iones de una fase a otra limítrofe constituyendo un fenómeno electródico, es decir, transformaciones materiales con la cooperación fundamental, activa o pasiva, de un campo




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eléctrico macroscópico, entendiéndose por macroscópico aquel campo eléctrico que tiene dimensiones superiores a las atómicas en dos direcciones del espacio”.

En los procesos de corrosión electroquímica de los metales se tiene simultáneamente un paso de electrones libres entre los espacios anódicos y catódicos vecinos, separados entre sí, según el esquema siguiente:

Fenómeno anódico: Ed1 Ec1 + n e-

Fenómeno catódico: Ec2 + n e- Ed2 Lo que entraña una corriente electrónica a través de la superficie límite de las fases. En el proceso anódico, el dador de electrones, Ed1, los cede a un potencial galvánico más negativo, y dichos electrones son captados en el proceso catódico por un aceptor de electrones, Ec2, con potencial más positivo. Como vemos la corrosión electroquímica involucra dos reacciones de media celda, una reacción de oxidación en el ánodo y una reacción de reducción en el cátodo. Por ejemplo para la corrosión del hierro en el agua con un pH cercano a neutralidad, estas semi-reacciones pueden representarse de la siguiente manera:

Reacción anódica : 2Fe 2Fe 2+ + 4e- Reacción catódica : O2 + 2H2O + 4e- 4OH-

Por supuesto que existen diferentes reacciones anódicas y catódicas para los diferentes tipos de aleaciones expuestas en distintos medios.

Problemática de la Corrosión

Como se dijo en la definición de la Corrosión, ésta se presenta solamente en Metales. Por lo mismo, una de las mayores problemáticas es que la corrosión afecte principalmente a esta clase de elementos. Ello implica muchos tipos de problemas, de los cuales la mayoría son bastante serios, a los que nos referiremos más adelante, ya que primero conviene conocer las diversas clases de corrosión existentes.

Aun así, mencionemos que este proceso en sus variadas formas (dentro de las cuales se puede presentar) va produciendo un deterioro considerable en las clases de metales que afecta, los cuales con el tiempo, si no son tratados, inducen a su completa destrucción, lo cual implica también enormes pérdidas económicas y de producción.


Alambre de cobre delgado




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Alambre o barra de aluminio

Alambre o barra de cobre

Barra o cinta de estaño

Barra o cinta de plomo

Barra o cinta de zinc


Clavos de Fe grandes

Frascos de vidrio o vasos de precipitados de 600 mL


NaCl

Agua destilada Requerimientos de seguridad

Bata

Zapato cerrado Desarrollo experimental

Preparar una solución al 0.5 M de NaCl y medirle el pH.

La longitud de los materiales con los que se va a hacer el par electroquímico tiene que ser lo más parecido posible, por ejemplo 10 cm.

Se pesa cada material.

Se unen por uno de sus extremos los materiales con el alambre delgado de cobre, como formando una “U”.

Se colocan el arreglo anterior en la solución de NaCl, teniendo cuidado de que los materiales no se toquen entre sí dentro de la solución.

Poner en diferente vaso cada arreglo.

Se dejan 4 o 5 días a temperatura ambiente.

Antes de sacarlos de la solución observar y anotar que aspecto tienen los metales y si hay formación de precipitado en las cercanías de cada uno.

Se sacan los metales se secan y se pesan.

Medir nuevamente el pH de la solución. 4. OBSERVACIONES

Se utilizaron los siguientes pares electroquímicos para realizar la practica:




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Cu-metal desconocido

Al-Cu

Al-Acero

AlLATA-Acero El experimento tuvo una duración de 3 semanas expuesto a temperatura ambiente. Los pares electroquímicos se sometieron a corrosión en una solución de NaCl 0.5M con un pH de 7. 5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS

Figura 10.1. Se observan las soluciones con los cuatro

pares de diferentes metales.




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Figura 10.2. Par de Cobre y metal desconocido.

Figura 10.3. Par de cobre con aluminio.




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Figura 10.4. Par de aluminio y cobre.

Figura 10.5. Acero y aluminio de lata.




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Par electroquímico

Metal Peso Metal (g) Peso Metalf (g) Potencial estándar

1 Cobre 10.0591 10.0359 +0.34

M descon. 21.1439 21.1458 -0.44

2 Al 2.9978 3.0032 +0.34

Cu 6.6057 6.5944 -1.67

3 Al 3.2103 3.1888 -1.67

Acero 19.0171 19.0248 -0.44

4 Acero 9.2583 9.0544 -0.44

Al 1.6903 1.6968 -1.67

Tabla 10.1. Peso inicial y final así como potencial estándar de los materiales utilizados como pares electroquímicos.


. Figura 10.6 Serie galvánica.




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Figura 10.2. En la solución se observó un color azul celeste sin tener precipitado. Por otro lado se observó cambio de color en el Cu, así como una capa de color azul celeste en algunas zonas de la placa. De acuerdo con el potencial estándar y relacionando con la pérdida de peso en los metales, se tiene que el metal desconocido tendría que corroerse, sin embargo, sin embargo el metal que se corroe es el Cu, aun cuando su potencial estándar es mayor y es más difícil de oxidar, sin embargo no se sabe realmente qué tipo de metal es el “metal desconocido”. El metal más activo fue el Cu, debido a que fue el metal que sufrió pérdida de peso, mientras que el otro gano. Se midió un pH igual a 8.

Figura 10.3. Se observa el par electroquímico de Cu-Al. En la solución se observó un precipitado color azul celeste y cristales de color blanco adheridos al Al. En ambas placas de metal se observó cambio de coloración, sobre todo en la zona que estuvo en contacto con la solución. Por su parte el Cu tiene adherido al pequeñas capas de color azul celeste. De acuerdo con el potencial estándar y la pérdida de peso que se tiene en las placas, se observa que el proceso está invertido, ya que el material que debió oxidarse era el Al, sin embargo no fue así, por lo que el metal más activo fue el Cu. Se midió un pH igual a 9.

Figura 10.4. Se observa el par electroquímico Al-Acero. En la solución se observó un color amarillo claro y un precipitado del mismo color, así como uno blanco sobre la superficie de la solución. Se observó espuma, sobre el aluminio se observaron cristales de color blanco adheridos a él. El acero sufrió cambio de coloración en la zona que estuvo en contacto con la solución de NaCl (cambio de color a gris obscuro). Se midió un pH igual a 8. El metal más activo fue el aluminio, ya que fue el que perdió peso, es decir, se oxido.

Figura 10.5. Se observa el par electroquímico Allata-Acero. Se observó una solución color verde oscuro al igual que un precipitado color azul marino. El acero cambio a color negro, mientras que el aluminio de lata permaneció con su color inicial, en ambos se observó adherencia de precipitados, así como una línea a lo ancho de la placa de color negro, esta línea apareció en el límite de las pacas que se encontraban en contacto con NaCl al 0.5M. El metal activo es el acero, aun cuando el Aluminio tendría que oxidarse, sin embargo debido a que se tiene una capa protectora (aleación) de estaño, el estaño es resistente a la corrosión, por lo que debió a este metal el aluminio no se oxida tan fácil. Se midió un pH igual a 7.

7. CONCLUSIONES

Se conocieron procesos electroquímicos.

Se utilizaron potenciales estándar para predecir la corrosión de los metales en los diferentes pares electroquímicos.




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Pre-requisito

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Se determinó en base al potencial estándar y el cambio de peso en placas cual fue el metal más activo.

8. BIBLIOGRAFÍA

Manual básico de corrosión para ingenieros. Felix C. Gómez de León. Universidad de Marcia., 2004




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Nombre de la práctica: “Corrosión de

materiales cerámicos y polímeros” Número de Práctica:

11

No. de Páginas: 11




Fecha: 25 de mayo de 2015 Fecha: 1 de junio de 2015


CONTENIDO

CONCEPTO PÁGINA

1. OBJETIVO ------------------------------------------------------------------ 111

2. INTRODUCCIÓN ---------------------------------------------------------- 111

3. PROCEDIMIENTO -------------------------------------------------------- 112

4. OBSERVACIONES ------------------------------------------------------- 113

5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS ------------------------------- 113

6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS --------------------- 118

7. CONCLUSIONES --------------------------------------------------------- 120

8. BIBLIOGRAFÍA ------------------------------------------------------------ 120




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Pre-requisito

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111

1. OBJETIVO Determinar experimentalmente en que medios son más susceptibles de ser atacados diferentes materiales tanto cerámicos como poliméricos. 2. INTRODUCCIÓN

Corrosión de materiales cerámicos Los cerámicos siendo materiales compuestos entre elementos metálicos y no metálicos, puede pensarse que ya se encuentran corroídos. Esto entonces los hace casi inmunes a la corrosión por casi todos los ambientes, especialmente a temperatura ambiente. La corrosión de materiales cerámicos generalmente involucra simple disolución química, en contraste con los procesos electroquímicos encontrados en los metales. Los materiales cerámicos son frecuentemente usados debido a su resistencia a la corrosión. El vidrio es menudo usado para contener líquidos por esta razón. Los cerámicos refractarios no solo deben resistir altas temperaturas y proveer un aislamiento térmico, pero en muchos casos, también deben resistir el ataque a altas temperaturas de sales fundidas, sales, escorias y vidrios. Algunos esquemas de las nuevas tecnologías de convertir la energía desde una forma a otra es más útil a altas temperaturas, atmosferas corrosivas y presiones superiores a la ambiente. Los materiales cerámicos son mucho más adecuados para soportar la mayoría de estos ambientes por tiempos más razonable que los metales.

Degradación de polímeros Los materiales poliméricos también experimentan deterioro por las interacciones ambientales. Sin embargo, una interacción indeseable es especificada como degradación más que como corrosión porque los procesos son básicamente disimilares. Mientras que la mayoría de las reacciones de corrosión metálica son electroquímicas, por el contrario, la degradación polimérica es fisicoquímica; es decir, se trata de física, así como los fenómenos químicos. Además, una amplia variedad de reacciones y consecuencias adversas son posibles para la degradación del polímero. Los polímeros pueden deteriorarse por la hinchazón y la disolución. Ruptura del enlace covalente como resultado de la energía térmica, las reacciones químicas, y la radiación también es posible, ordinariamente con una reducción concomitante en la integridad mecánica. Debido a la complejidad química de polímeros, sus mecanismos de degradación no se comprenden bien. Para citar brevemente un par de ejemplos de la degradación del polímero, polietileno, si se expone a altas temperaturas en una atmósfera de oxígeno, sufre un deterioro de su mecánico propiedades por llegar a ser frágil. Además, la utilidad de poli (cloruro de vinilo) puede limitarse porque este material puede decolorarse cuando se exponen a altas temperaturas, aunque tales ambientes pueden no afectar a sus características mecánicas.




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Poliestireno (vaso de unicel)

Policloruro de vinilo (tubo de PVC)

Baquelita

Alúmina (sinterizada)

Vidrio pyrex

Vidrio “normal”

3 envase de plástico transparente

17 Frascos de vidrio

Pinzas para manipular las muestras


Acetona

Agua destilada

Etanol

Solución 10% de ácido fluorhídrico

Solución al 10% de ácido nítrico

Solución al 10% de hidróxido de sodio

Solución al 3% de cloruro de sodio

Xileno Requerimientos de seguridad

Bata

Guantes de nitrilo

Zapato cerrado Desarrollo experimental Medir el pH de cada solución (sólo las inorgánicas) Poner en contacto cada material cerámico con las diferentes soluciones, observar y hacer una tabla cualitativa de que solución ataco




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más a cada material. Si es posible, cuantificar el tiempo en el que se observo un cambio en el material debido al ataque. Exponer cada polímero a los diferentes solventes orgánicos y elaborar una tabla cuantitativa de los resultados. Si es posible indicar los tiempos de ataque. 4. OBSERVACIONES Se trató de obtener piezas de tamaño uniforme más sin embargo no en todos lo casos se pudo lograr esto debido a la procedencia del material y propia naturaleza como en el caso de los cerámicos analizados, los cuales no se pudieron cortar de manera uniforme. Para el ahorro de reactivos y material de prueba los cerámicos solo se sometieron al ataque de soluciones acuosas y los polímeros solamente a disolventes orgánicos, ya que se sabe que dichos compuestos solo son reactivos frente a unos u otros reactivos, pero inmunes a los otros. 5. PRESENTACIÓN DE RESULTADOS

Material Medio

corrosivo Descripción


Etanol La pieza se hincha varias veces su tamaño, pero no modifica su forma ni su consistencia.

Acetona Se observa al inicio una efervescencia lenta, para después convertirse en una masa compacta viscosa al contacto y fácilmente moldeable.

Xileno Se observa una rápida efervescencia, el material se vuelve poroso al inicio, después se vuelve transparente hasta desaparecer, esto debido a su posible disolución.

Policloruro de vinilo (tubo de

PVC)

Etanol La pieza no sufre cambio alguno.

Acetona

La pieza no sufre cambios morfológicos, mas sin embargo se ablanda al momento de aplicar presión en sus extremos, pero solo sufre estos cambios hasta cierto punto, después ya no se sigue deformando.

Xileno La pieza no sufre cambio alguno.

Baquelita

Etanol La pieza no sufre cambio alguno.

Acetona La pieza no sufre cambio alguno.



HF Se aprecia una efervescencia inicialmente pero pasado un pequeño periodo de tiempo esta desaparece y la pieza no sufre cambios morfológicos aparentes.

HNO3

NaOH




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NaCl

Vidrio Pyrex

HF

La pieza no sufre cambios aparentes. HNO3

NaOH

NaCl

Vidrio “normal”

HF

La pieza no sufre cambios aparentes. HNO3

NaOH

NaCl

Tabla 11.1 Observaciones de las pruebas de corrosión en la primera sesión.

Material Medio

corrosivo Descripción


Etanol La pieza se ablandó , se hinchó, mas sin embargo no se disolvió ni perdió su forma original.

Acetona En esta sesión ya no existía el medio corrosivo y la muestra, ya que desde la solución pasada se mostró una gran reactividad y se disolvió totalmente la muestra, por ende se consideró innecesario continuar con el experimento y se desecharon las soluciones

Xileno

Policloruro de vinilo (tubo de

PVC)

Etanol la pieza no sufrió cambio aparente alguno.

Acetona

La pieza no sufrió cambio morfológico aparente alguno. La pieza no se ablandó, pero a diferencia del primer experimento, dicho ablandamiento es mucho mayor y no presenta tanta resistencia a su deformación. además se hinchó considerablemente.

Xileno La pieza se ablandó pero no se hinchó ni modificó su morfología.

Baquelita

Etanol La pieza no sufrió cambio aparente alguno.

Acetona La solución se volvió amarilla pero la pieza no sufre cambio morfológico aparente alguno.



HF Aparecieron puntos negros, desprendimiento de secciones de la pieza relativamente grandes y desprendimiento de polvos blancos.

HNO3 Desprendimiento de polvos, los cuales quedan depositados en el fondo del recipiente.

NaOH Desprendimiento de polvos, los cuales quedan suspendidos en la solución, aparición de puntos negros en ciertas secciones de la pieza.




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NaCl Desprendimiento de polvos finos que permanecen suspendidos en la solución.

Vidrio pyrex

HF Sólidos de gran tamaño flotando y la pieza sufrió un adelgazamiento considerable.

HNO3

Sólidos suspendidos en la solución. NaOH

NaCl

Vidrio “normal”

HF Disolución total de la muestra y aparición de algunos sólidos suspendidos.

HNO3 Aparición de sólidos suspendidos y adelgazamiento considerable de la muestra.

NaOH

NaCl

Tabla 11.2 Observaciones de las pruebas de corrosión en la segunda sesión (4 días después).

Figura 11.1 Muestras de Poliestireno (vaso de unicel) después de las pruebas de corrosión de

la primera sesión. Etanol (izq.), acetona (centro), xileno (der.).




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Figura 11.2 Muestras de Policloruro de vinilo (tubo de PVC) después de las pruebas de

corrosión de la primera sesión. Etanol (izq.), acetona (centro), xileno (der.).

Figura 11.3 Muestras de alúmina (sinterizada) después de las pruebas de corrosión de la

primera sesión. HF (extremo izq.), HNO3 (izq.), NaOH (der.), NaCl (extremo der.).

Figura 11.4 Muestras de vidrio pyrex después de las pruebas de corrosión de la primera

sesión. HF (extremo izq.), HNO3 (izq.), NaOH (der.), NaCl (extremo der.).




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Figura 11.5 Muestras de vidrio “normal” después de las pruebas de corrosión de la primera


Figura 11.6 Muestras de Poliestireno (vaso de unicel) después de las pruebas de corrosión de

la segunda sesión. Etanol.

Figura 11.7 Muestras de Policloruro de vinilo (tubo de PVC) después de las pruebas de

corrosión de la segunda sesión. Etanol (izq.), acetona (centro), xileno (der.).

Figura 11.8 Muestras de baquelita después de las pruebas de corrosión de la segunda

sesión. Etanol (izq.), acetona (centro), xileno (der.).




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Figura 11.9 Muestras de alúmina (sinterizada) después de las pruebas de corrosión de la

segunda sesión. HF (extremo izq.), HNO3 (izq.), NaOH (der.), NaCl (extremo der.).

Figura 11.10 Muestras de vidrio pyrex después de las pruebas de corrosión de la segunda


Figura 11.10 Muestras de vidrio pyrex después de las pruebas de corrosión de la segunda


6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN DE RESULTADOS Tanto los cerámicos como los polímeros se sometieron a pruebas con diferentes reactivos de ataque debido a que se conoce la resistencia frente a unos y otros no, sería absurdo colocar




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los cerámicos en disolventes orgánicos y viceversa; aun así colocando cada grupo de reactivos de ataque propios notamos que se presentaron diferentes comportamientos frente a cada reactivo, como por ejemplo en el caso de los polímeros, ninguno cambió físicamente el contacto con el etanol, y en el caso de los cerámicos ninguno los presentó físicamente frente a la solución salina. Es necesario destacar que no en todos los casos se le puede determinar a los fenómenos apreciados como corrosión, en el caso de los cerámicos es una simple disolución química (no se ven afectados los estados de oxidación de las especies que conforma el cerámico, ni hay intercambio electrónico entre las especies en contacto), esto se debe a que los cerámicos generalmente no se pueden oxidar debido a que los elementos que los conforman ya se encuentran en sus estados oxidados y por ende no pueden volver a oxidarse. En el caso de los polímeros se pueden dar tres fenómenos que no involucran necesariamente la oxidación, que son la disolución química (solvatación de cada unidad monomérica del polímero por moléculas del disolvente) el hichamiento (swelling), estos dos fenómenos involucran cambios físicos, mas no un cambio en la composición química; el tercer fenómeno es la degradación que se puede considerar lo más cercano a una oxidación en el caso de los polímeros, pero en ciertos casos no involucra reacciones redox necesariamente; pueden darse simples roturas en las unidades cadenas poliméricas (debido a la desaparición de puentes de hidógeno, disulfuro, entre otros), deshaciendo la estructura física del polímero pero sin alterar su composición química, o también se puede dar una serie de reacciones que modifiquen los grupos funcionales más reactivos (amino, ceto, amido, dobles y triples enlaces, etc.) donde ya se altera la composición química del polímero pero no necesariamente se dan reacciones redox. En esta práctica no nos es posible diferenciar si en el caso de los polímeros que desaparecen al contacto con el disolvente se da un fenómeno de disolución o de degradación, debido a que en ambos casos se puede presentar una desaparición del polímero en la solución. En el caso del Poliestireno en acetona podemos decir que se trata de una disolución ya que el polímero al retirarse del disolvente mantiene su forma; se aprecia una diferencia (y una efervescencia en el proceso de disolución que pareciera indicar una reacción) entre la forma inicial y la final del polímero pero esto se puede debe a que durante este proceso se pierde el aire que se encontraba encapsulado dentro de la forma física (vaso) del polímero, mas sin embargo no hay un cambio en la composición química del Poliestireno. En el caso de la baquelita observamos un comportamiento muy diferente a los demás polímeros ya que no reaccionó con ninguno de los disolventes, esto se puede deber a que a diferencia de los demás polímeros la baquelita sufre un proceso de curado en caliente lo cual le pudiera otorgar esa resistencia a la degradación o disolución en los medios estudiados, este proceso de curado crea enlaces químicos muy fuertes entre las diferentes cadenas (generalmente enlaces C-C covalentes) poliméricas evitando la fácil disolución de estos compuestos. Igualmente en el caso de los cerámicos observamos comportamientos muy diferentes frente a un mismo reactivo: en caso de la alúmina observamos ligeros desprendimientos de polvo, en todos los medio más sin embargo creemos que esto se debe a que el material es por naturaleza a formar ese polvo si no se encuentra bien sinterizado mas no a un fenómeno de disolución ya que el polvo de alúmina precisamente permanece en




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suspensión y no se disuelve; en cambio en el caso del vidrio normal apreciamos una disminución de su espesor en todas las soluciones, a excepción del ácido fluorhídrico donde se disuelve completamente, esto no sucedió en la alúmina. Dicha diferencia se puede deber a la naturaleza misma del material: el vidrio es un líquido sobreenfriado mientras que la alúmina es un sólido que al ser sinterizado adquiere muy buenas propiedades de adherencia entre sí, lo cual le puede dar esa resistencia a la corrosión que observamos. 7. CONCLUSIONES Los materiales cerámicos y poliméricos presentan igualmente fenómenos que involucran cambios físicos y químicos frente al contacto con varias soluciones: los polímeros cambian al contacto con solventes orgánicos y los polímeros al contacto con sustancias corrosivas como ácidos o básicos. Mas sin embargo en ninguno de los dos casos se trata de una corrosión, más bien se trata de disolución química o degradación. 8. BIBLIOGRAFÍA Calister W. D. “Materials science and engineering: an introduction” 7° Ed. John Wiley and Sons Inc. NYC. USA. 2007. Pp. 654-658.

manual de practicas iniciado16062015

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