Labo 3cinetica de La Corrosion

INDICE

I. RESUMEN

II. DESARROLLO DE EXPERIMENTOS

2.1 EXPERIENCIA Nº1: OBTENCION DE DIAGRAMAS DE POTENCIAL – CORRIENTE PARA UNA PILA DE CORROSION

2.2 EXPERIENCIA Nº 2: DTERMINACION DE LA INFLUENCIA EN EL POTENCIAL PARA ACERO INOXIDABLE EN MEDIO ACIDO

2.3 EXPERIENCIA Nº 3: OBTENCION DE LA CURVA DE POLARIZACION DE UN SISTEMA DE CORROSION QUE PRESENTA RANGO DE PASIVIDAD

III. BIBLIOGRAFÍA

LABORATORIO Nº 3: CINETICA DE LA CORROSION

I. RESUMEN En el presente informe se analiza la cinética de la corrosión, empezando por obtener diagramas de potencial – corriente para una pila de corrosión como el de Evans. Seguidamente se determina la influencia en el potencial para el acero inoxidable en medio ácido. Finalmente se obtiene la curva de polarización de un sistema de corrosión que presenta rango de pasividad. También veremos como la corriente influye en la velocidad de corrosión, determinando cómo se comporta un metal en medio acido (H2SO4).

II. DESARROLLO EXPERIMENTAL

2.1 Experiencia Nº1: OBTENCION DE DIAGRAMAS DE POTENCIAL – CORRIENTE PARA

UNA PILA DE CORROSION Descripción: El sistema formado por un metal que se corroe sumergido en un electrolito es equivalente al funcionamiento de una pila en cortocircuito. La reacción anódica sería la disolución del metal

M→Mn+

+ne-, mientras que la catódica depende de las especies que se encuentren en disolución.

En medio acuoso y en ausencia de otros oxidantes, la reacción catódica suele ser o bien la reducción de oxígeno o bien la descarga de hidrógeno. En estas condiciones, tanto la reacción anódica como la catódica se producen en la superficie del metal que se corroe y, por tanto, la velocidad de corrosión no puede medirse directamente. Si estas reacciones ocurren sobre dos piezas metálicas diferentes, la velocidad de corrosión puede evaluarse por el método de Evans. Este método consiste en unir las dos piezas de metal a través de una resistencia variable y medir tanto la intensidad que recorre el circuito exterior como el potencial de cada pieza. Al disminuir manualmente la resistencia, la corriente que circula aumenta, pudiéndose trazar las curvas de polarización de ambos metales. La prolongación de los tramos rectos en la representación proporciona las características de funcionamiento del sistema en cortocircuito, es decir cuando los metales se encuentran en contacto. La intensidad y potencial de corrosión pueden obtenerse gráficamente de este modo.

Mecanismo:

Fe2+

+ 2e- → Fe E red = 0.44 V

Mg2+

+ 2e- → Mg E red = 2.363 V

Hallando los potenciales de cada uno de los electrodos:

Cerrando el circuito, tal como muestra el

diagrama y hallando nuevamente los

potenciales de cada electrodo, con una

resistencia inicial R0 = 9999 Ω:

Para el Magnesio:

VE 549.1 ( Ag/AgCl)

Para el Acero:

VE 680.0 ( Ag/AgCl)

Para el Acero:

VE 565.0 con el electrodo de

Ag/AgCl

Para el Magnesio:

VE 526.1 con el electrodo de

Ag/AgCl

Metal

Electrodo de

Ag/AgCl2

Agua salada

Agua salada Metal

Electrodo de

Ag/AgCl2

Diagrama de Evans: Fe y Mg (V) vs i (Am)

En donde el R1 = Rmedio+ R alambre + R electrodos

Explicación: Al cerrar el circuito podemos notar que la corriente varía porque están en contacto dos metales de diferentes

potenciales. Al medir los potenciales separadamente estos son bastantes próximos debido a

q u e c ua n d o ha y e l p a s o d e l a c o r r i en t e s e p r e s en t a l a p o l a r i z a c i ó n

q u e s e manifiesta por el aumento del potencial del electrodo que actúa como ánodo

y por disminución del potencial que actúa como cátodo (Esto se ve en el diagrama de

Evans) En la ce lda ga lván ica e l e lec t rodo que se ox ida es e l Fe ya que

t iene menor potencial de reducción. Se presenta la polarización catódica del cobre por ser

el medio más pasivo, y la polarización anódica del hierro por ser el metal más activo..El potencial

es medido para cada metal con respecto al electrodo de referencia (a medida que

aumenta la corriente y disminuyendo la resistencia con ayuda del reóstato ),

los valores hallados cuando la resistencia tiende a cero son muy próximos pero

no llegan a ser iguales, debido a que todavía hay una pequeña resistencia del

medio, del alambre y de los electrodos, esta diferencia de potencial entre los electrodos, que

deberían llegar a un potencial de equilibrio es igual al producto de una resistencia total

por la corriente que circula por el sistema.

-1.8

-1.6

-1.4

-1.2

-1

-0.8

-0.6

-0.4

-0.2

0

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5

Fe

Mg

2.2 Experiencia N° 2: DETERMINACION DE LA INFLUENCIA EN EL POTENCIAL PARA

ACERO INOXIDABLE EN MEDIO ACIDO Descripción: Para esta experiencia se tiene una cuba electrolítica, en la cual se prepara una solución de agua osmotizada con ácido sulfúrico H2SO4 0.2M , agregándose soluciones indicadoras de ferricianuro de potasio K3Fe(CN)6 y tíocianato de amonio NH4SCN ,esta solución que se forma es de color amarillo. También se cuenta con un arreglo de 23 electrodos de acero inoxidable, las cuales están conectadas por resistencias es serie cada una de ellas de 12 ohm, este arreglo se sumerge en la solución que se encuentra en la criba electrolítica, y al sistema se le conecta al rectificador, a un amperímetro, y a un voltímetro, así marcando el rectificador un diferencial de potencial de 3V entre el primer y último electrodo que se encontraba en el arreglo.

Luego se mide la diferencia de potencial de dos electrodos consecutivos obteniéndose los datos en la tabla de la derecha: Electrodo N10=0.41V I total=0.059ª

Electrodos E

(voltios)

Electrodo12 Electrodo13

0.069


0.078


0.115


0.097


0.386


0.585


0.104


0.117


0.076


0.503


0.272

Electrodos E (voltios)


0.257


0.236


0.131


0.266


0.071


0.076


0.076


0.114


0.296


0.071


0.055

Luego de que se dejó pasar corriente y se midió cada diferencia de potencial, se observó que desde el primer al cuarto electrodo se formaban burbujas, era un constante de burbujeo, y la coloración cambio, formándose en los primeros electrodos una coloración rojo fucsia, y en los últimos electrodos una coloración azul.

Mecanismo:

En la Zona Transpasiva: 2H2O 4 H+ + O2 + 4e-(ánodo) Fe2+ Fe+3 +1e- Fe+3 + 6NH4 SCN Fe [Fe(SCN)6] + 6NH4+

Hallando la velocidad de corrosión:

Para el electrodo 4:

Cambiando de unidades a mpy:

Zona pasiva: 3 Fe+2 + 2[Fe(CN)6]

-3 Fe3[Fe(CN)6]2 Hallando la velocidad de corrosión:

Zona activa: 2H2O 4 H+ + O2 + 4e-

2H+ +2e- H2 (g) Hallando la velocidad de corrosión:

Para el electrodo 21:

De acuerdo a los valores de corriente procederemos a hallar la velocidad de corrosión:

N° Electrodo Voltaje(voltios) Corriente N° Electrodo Voltaje(voltios) Corriente

Electrodo1 0 0.0386 Electrodo 14 0.683 0.1153

Electrodo2 0.257 0.0189 Electrodo 15 0.115 0.1233









Electrodo11 0.481 0.0934

Electrodo12 0.536 0.0992

Electrodo13 0.605 0.1057

Explicación: Como se observa en la figura se puede observar 4 zonas: Zona Transpasiva:

En el electrodo1 se observa la liberación de burbujas, debido a que existe una gran intensidad de corriente, el agua empieza a descomponerse desprendiendo oxígeno, según la reacción:

2H2O 4 H+ + O2 + 4e-(anodo)

En los electrodos2, electrodo 3 y electrodo 4 , se nota la coloración rojiza debido a que se forma el ion ferricianato el cual muestra la presencia del Fe+3, como se muestra en la siguiente ecuación :

Fe2+ Fe+3 +1e- Fe+3 + 6NH4 SCN Fe [Fe(SCN)6] + 6NH4+

En esta zona los electrones de encuentran saliendo por cada electrodo que se encuentra dentro de la solución

Zona pasiva:

Se observa la coloración azul en los electrodos 16 , electrodo17 y electrodo 18 debido a la formación del ión ferricianuro ferroso , el cual indica la presencia de iones Fe+2 como se observa en la siguiente reacción : 3 Fe+2 + [Fe(CN)6]-3 Fe3[Fe(CN)6]2 En esta zona los electrones se encuentran entrando de la solución electrolítica hacia los electrodos y sumándose a la intensidad de corriente que está entrando a la resistencia.

Zona activa:

Debido a que el medio es ácido, ocurre la reducción del ion hidrógeno. La liberación de hidrógeno gaseoso se debe a la reducción del ion hidrógeno (H+) proveniente de la descomposición del agua: 2H2O 4 H+ + O2 + 4e- 2H+ +2e- H2 (g)

En los 3 primeros electrodos:

En los últimos electrodos:

Resultados: Al cerrar el circuito podemos notar que la corriente varía porque están en contacto dos metales de diferentes potenciales. Al medir los potenciales separadamente estos son bastantes próximos debido a que cuando hay el paso de la corriente se presenta la polarización que se manifiesta por el aumento del potencial del electrodo que actúa como ánodo y por disminución del potencial que actúa como cátodo (Esto se ve en el diagrama de Evans) En la celda galvánica el electrodo que se oxida es el Zn ya que tiene menor potencial de reducción. Se presenta la polarización catódica del cobre por ser el medio más pasivo, y la polarización anódica del zinc por ser el metal más activo.

I1=Itotal –I1-2

I4=Itotal +I4-5

El potencial es medido para cada metal con respecto al electrodo de referencia (a medida que aumenta la corriente y disminuyendo la resistencia con ayuda del reóstato ), los valores hallados cuando la resistencia tiende a cero son muy próximos pero no llegan a ser iguales, debido a que todavía hay una pequeña resistencia del medio, del alambre y de los electrodos, esta diferencia de potencial entre los electrodos, que deberían llegar a un potencial de equilibrio es igual al producto de una resistencia total por la corriente que circula por el sistema.

Conclusiones: Los electrodos que están muy próximos a los extremos, estarán propensos a que se corroan, esto se detecta por la formación de los colores azul y rojo, que indica que el hierro se oxida a Fe 3+ y Fe+2 respectivamente; mientras, los que están en la parte central, se encuentran en una zona pasiva a la corrosión, debido a la carencia de oxígeno presente en dicha zona estas no se oxidaran notablemente, existirá reaccione, pero no serán muy notorias. Por lo tanto la corrosión se relaciona con la disminución del oxígeno, porque la velocidad de corrosión está relacionada con el oxígeno presente que es necesario en la reacción corrosiva. Las velocidades demuestran que hay corrosión en el medio ácido y que la resistencia es muy poca ya que los valores de velocidades de corrosión salieron mayores a 50mpy.

2.3 Experiencia N° 3: OBTENCION DE LA CURVA DE POLARIZACION DE UN SISTEMA DE

CORROSION QUE PRESENTA RANGO DE PASIVIDAD Descripción: Nuestro sistema consistía en un electrodo de Ni, que se encontraba en una solución de H2SO4 0.5M, un electrodo de referencia de Ag/AgCL, con el cual se va a calcular el potencial Ni. Finalmente el circuito se cerraba con un electrodo de platino. Se midió el potencial que había en la celda (Pt y Ni). Este valor lo dividimos entre la resistencia del aparato que era 10 Ω, para así obtener la intensidad. Cuando se inició la experiencia se observó la formación de burbujas que desaparecieron a los 10 segundos de haber iniciado la experiencia.

Datos:

Electrodo de referencia Calomel

Potencial de reposo del electrodo (mV) -0.024

Rango de barrido(mV) 2000

Velocidad de barrido (mV/s) 1.0

Potencial de inicio de barrido (mV) -0.130

I (A)*103 E (v) I (A)*10 E (v) I(A)*10 E (v) I(A)*10 E(v) -0.41 -0.130 0.260 0.06 0.817 0.450 0.013 0.580

-0.38 -0.120 0.294 0.07 0.863 0.460 0.012 0.590

-0.35 -0.110 0.330 0.08 0.891 0.470 0.011 0.600

-0.32 -0.100 0.367 0.09 0.864 0.480 0.011 0.610

-0.29 -0.090 0.398 0.100 0.094 0.490 0.011 0.620

-0.26 -0.08 0.425 0.110 0.041 0.500 0.007 0.690

-0.24 -0.070 0.455 0.120 0.036 0.510 0.007 0.700

-0.20 -0.060 0.493 0.130 0.033 0.520 0.007 0.710

-0.17 -0.050 0.544 0.140 0.030 0.530 0.007 0.720

-0.13 -0.040 0.598 0.150 0.019 0.540 0.007 0.730

-0.07 -0.030 0.655 0.160 0.016 0.550 0.007 0.740

0.711 0.170 0.014 0.560 0.007 0.750

0.766 0.180 0.014 0.570 0.007 0.760

I (A)*10 E (v) I (A)*10 E (v) I(A)*10 E (v) 0.008 0.800 0.150 1.370 0.480 1.670

0.009 0.890 0.160 1.380 0.563 1.690

0.009 0.910 0.175 1.390 0.608 1.700

0.010 0.940 0.185 1.400 0.750 1.730

0.012 1.070 0.218 1.430

0.013 1.090 0.249 1.450

0.014 1.111 0.273 1.480

0.020 1.170 0.287 1.490

0.033 1.200 0.310 1.520

0.038 1.220 0.300 1.570

0.080 1.300 0.260 1.600

0.099 1.320 0.284 1.610

0.128 1.350 0.300 1.650

Otros datos de interés en esta experiencia son los siguientes: Barrido: -0.130 v a 2.0 v. Velocidad de barrido (V/s): 1.0 Con los valores de la tabla anterior se arma el siguiente gráfico:

Del gráfico podemos obtener algunos valores para el Ni como: Icrítico = 0.068 A Ipasivo = 0.068 A Epasivación =500 v Etranspasivasión = 1300 v

-600

-300

0

300

600

900

1200

1500

1800

2100

-0.02 0 0.02 0.04 0.06 0.08 0.1 0.12 0.14 0.16

E (V

)

i (A)

Curva de polarización del Ni

Series1

Mecanismo: Reacciones de reducción:

)(2

)(22

22

442

g

ac

HeH

OHeOHO

Zona Anódica: La zona anódica la podemos distinguir del gráfico que sea realizado con los datos experimentales:

o Zona Activa: En nuestro caso la zona activa comprende aproximadamente de 100 v hasta los 300 v. En esta zona ocurre la oxidación del Níquel:

eNiNi 22

o Zona Pasiva: Comprende en nuestro gráfico aproximadamente desde los 300 v hasta los 1300v .En esta zona ya ocurrió la formación de la película pasivante:

2

2 )(2 OHNiOHNi

OHNiOOHNi

22)(

o Zona Transpasiva: Esta última zona comprende desde los 1300 v a más. En esta se dan dos reacciones. La primera es la oxidación del agua y la segunda es la oxidación del Ni.

eHOOH 442 22 eNiNi 132

Explicación: Las curvas de polarización son una forma de estudio de la pasivación y se logra como se hizo mediante un montaje potenciostático. No se debe olvidar que aún hasta ahora, la pasivación mantiene criterios de dispariedad. Algunos investigadores creen se debe a la formación de monocapas o multicapas adsorbidas, ya sea de oxigeno u otra sustancia que frenan la disolución del metal desde su superficie. Mientras que otros creen que este fenómeno se debe a la aparición de una capa protectora.

En la primera etapa se observaron burbujeos que empezaron a desaparecer. Esta es la reducción de los iones H+ que se encontraban en la solución a H2. La primera zona de la curva es la zona activa, aquí el Ni se reduce: Pero al seguir aumentando el potencial se llega a una zona llamada de pasivación donde el Ni pierde la reactividad química. En esta zona se tiene un “i” constante. Si se sigue aumentando el potencial se llega a lo que se llama zona de transpasivación donde se empieza a destruir la capa protectora de óxido y hay un aumento del estado de oxidación y formación de oxigeno.

Discusión de Resultados: Como sabemos la polarización es la variación del potencial debido al paso de una corriente neta;

este tiene como objetivo que tiene el instrumento llamado potenciostato. Las lecturas a diferentes

potenciales en función de las intensidades nos dará una curva de polarización en este caso del

Níquel. Las reacciones que ocurren serán las siguientes:

Ni→Ni+2+2 e-

Reacción de oxidación

H+ +2 e-→H2↑

Reacción de reducción Posiblemente ocurra:

O2 + 4 e- → 2 O2-............... (1)

O2- + 2 H+ →H2O.................. (2)

Por la ecuación 1 se estaría formando el oxido de Níquel y este seria la caopa que da origen a la

pasividad del metal. Según la grafica se nota que el rango de pasividad esta aproximadamente

entre 250 y 1100mV .La icp del metal según la curva es de 10.5 mA. La densidad de corriente de la

solución de Ni en el estado activo esta en función de potencial, sin embargo, depende de una

manera critica del medio en que están; es decir del Ph.

Conclusiones:

- En la polarización del níquel se definen tres zonas bien específicas: la activa, la pasiva y la transpasiva.

- Analizando el gráfico que se obtuvo de la experiencia se puede concluir que el oxido que se formo en la zona de pasividad es buen conductor de electrones.

- La naturaleza electroquímica del proceso de pasivación explica porque la polarización

anódica utilizando corriente o incrementando el potencia, favorece la

formación de la pasividad.

- La película pasiva es siempre una barrera de difusión formada por una capa de productos

de reacción por ejemplo; en el caso del Níquel se formara el oxido de Níquel.

III. BIBLIOGRAFÍA

Libros utilizados: Referencias de internet:

o http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_5.htm [Revisado el 11-04-2011]

o http://incorr.com/ficte361.htm [Revisado el 11-04-2011] o http://www.supercable.es/~josegarrido/electroquimica.pdf [Revisado el 11-04-

2011] o http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_

2.htm//

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_2.htm



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