informe 2

Laboratorio de Corrosión FIQT

Termodinámica de la Corrosión

1) Experiencia 1: Celda Galvánica

1.1) Descripción ExperimentalSe colocó agua sala en un recipiente (conductividad=63.5µS/cm), luego se colocan los dos electrodos a trabajar (Cobre y Magnesio). Se mide el potencial en circuito abierto con el multitester a cada uno de ellos con el electrodo de referencia Ag/AgCl, luego se cierra el circuito y se conecta al multitester para medir la intensidad de corriente de la celda y el potencial de cada electrodo de trabajo. Se observó que el valor de potencial de Cobre es mayor que el potencial del Magnesio.

Circuito AbiertoSe arma el sistema de acuerdo a la figura, conectando el Magnesio al cable rojo y el electrodo de referencia Ag/AgCl el cable negro (COM).

Se arma el sistema de acuerdo a la figura, conectando el Cobre al cable rojo y el electrodo de referencia Ag/AgCl el cable negro (COM).

Circuito CerradoSe arma el sistema de acuerdo a la figura, conectando el Magnesio al cable rojo y el Cobre al cable negro (COM).

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ECu (mV ) EMg(mV ) Ecelda(mV ) I celda(mA )Circuito Abierto -197.8 -1540 1342.2 -Circuito Cerrado -1030 -1672 - 1.4

1.2) Ecuaciones Químicas Para la celda estudiada en esta experiencia, las reacciones químicas son las siguientes:

Reacción Oxidación en el Ánodo:Mg(s )→Mg(ac )

2+¿+2e−¿¿¿

Reacción Reducción en el Cátodo:12O2(ac)+2H 2O(l )

❑+2e−¿→2OH( ac)−¿¿ ¿

2H(ac)+¿+2e−¿→H

2(g) ¿ ¿

1.3) Explicación del FenómenoEn el circuito cerrado apareció un burbujeo en la superficie del cobre sumergió en la solución salada esto debido a la formación de hidrógeno gaseoso. Esto es debido a la presencia de H (ac)

+¿¿en

la solución salada (iones Na(ac)+¿¿

y Cl(ac)−¿¿

) se reducen en el cátodo. Otra especie que se reduce en el cátodo es el oxígeno disuelto en la solución salina. Como en el Ánodo se presenta un metal (Magnesio) que tiene un potencial negativo, al solo poner en el cátodo compuesto con potencia igual o encima de cero las reacciones catódicas ocurrirán espontáneamente porque la diferencia de esto potenciales de estas son positivas. Cuando el circuito se cierra, los potenciales de los electrodos de trabajo (cobre y magnesio) tienden a ser iguales produciendo una corriente esto se debe al consumirse los electrones generado en la reacción hacen que los potenciales de los electrodos se estabilicen y tienda a igualarse después de un tiempo.

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Celda

Multitester


1.4) ConclusionesLa corriente que se genera va desde el cátodo hacia el ánodo pasando por el alambre conductor y por el electrolito con los iones debido a la polarización de los electrodos de trabajo.

En una celda galvánica la medida de potencial de los electrodos por separado permite tener una idea para predecir cuál de los electrodos funciona como cátodo o ánodo, esto se verifica cuando se cierra el circuito y también con el sentido de la corriente. Cuando el circuito está cerrado los electrodos tienden a equilibrarse y por esta razón los potenciales son parecidos.

2) Experiencia 2: Influencia del Metal

2.1) Descripción ExperimentalEn un recipiente agregamos agua salada, luego se arma la celda colocándolos electrodo a trabajar con un electrodo de referencia Ag/AgCl, se mide el potencial de una placa de Acero libre de óxido dentro e la solución. Luego del mismo modo se repite la experiencia pero ahora con la placa de Acero con oxidado.

Placas E fe(mV )Sin Oxido -368.1Con Oxido -311.3


Fe(s)→Fe(ac )2+¿+2e−¿¿¿

2.3) Explicación del FenómenoLa formación de una película inerte en este caso óxido, sobre la superficie de un metal que enmascara de la acción de agentes externos se llama pasivación.

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Celda

Multitester

Placa con Oxido

E.R. Ag/AgCl


Aunque la reacción entre un metal y el agente externo sea termodinámicamente factible a nivel macroscópico, la película pasivante no permite que estos puedan interactuar y como consecuencia la reacción química es impedida.

2.4) ConclusionesEl potencial de oxidación de la placa de acero sin oxidarse debe ser mayor al potencial de placa de acero oxidado, ya que la placa de acero oxidado presenta menor superficie libre de acero lo cual limita el fenómeno de corrosión.

3) Experiencia 3: Micro ánodos y Micro cátodos

3.1) Descripción Experimental

En un vaso precipitado se agregó la solución de sulfato de cobre (1M), luego se introduce una placa de acero al carbono y se mide su potencial con electrodo de referencia de Ag/AgCl en periodo de tiempo seleccionado.

T(seg) E (mV)10 19.920 33.530 43.640 5250 54.680 52.2

110 53.2170 53.8230 66.6

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Celda

Acero al carbono

Multitester

E.R. Ag/AgCl


0 50 100 150 200 2500

10203040506070

Potencial vs Tiempo

Tiempo (Seg)

Pote

ncia

l (m

V)


Fe(s)→Fe(ac )2+¿+2e−¿¿¿ Reacción de Oxidación

Cu(ac)2+¿+2e−¿→Cu( s) ¿¿ Reacción de Reducción

3.3) Explicación del FenómenoLas reacciones de oxidación y reducción ocurren sobre la superficie de la placa de acero al carbono donde hay área de alta potencial (ánodo) y otro de bajo potencial (cátodo).Haciendo que se disuelva el hierro y se precipite el cobre solido sobre la superficie en contacto.

Se forman micro celdas en el área donde fue sumergido el placa, debido principalmente a: bordes de grano diferentes, ralladuras, rugosidad, o una falta de uniformidad característica del metal.Como vemos en la gráfica Potencial vs Tiempo vemos que aA medida que pasa el tiempo el potencial electroquímico disminuye, debido que al formarse la capa de cobre sólido, esta evita que se formen más reacciones.

3.4) ConclusionesLos micro ánodo y micro cátodos siempre están presente sobre la superficie de los metales cuando falta uniformidad del metal, ralladuras, etc., donde se genera una diferencia de potencial que provocará la oxidación de la placa de acero al carbono.La capa de cobre solido que se va formando hace de resistencia al paso de los iones de cobre y la disolución de hierro haciendo que al pasar el tiempo el potencia se tarda más de elevar su valor.

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4) Experiencia 4: Gota de Evans

4.1) Descripción ExperimentalSobre una placa de acero al carbono se agrega una gota de agua salada, sobre esta se agrega una gota de fenolftaleína luego se agrega una gota de ferrocianuro de potasio se hace observaciones al inicio, 10 minutos y 30 minutos.

Tiempo ObservacionesInicio Borde Blancos, parte interna verde10 minutos Borde Rojo Grosella, parte interna verde amarillo30 minutos Borde más Rojo Grosella, parte interna incolora y puntos azules

4.2) Ecuaciones Químicas Las reacciones química que participan en esta experiencia son:

ANODOFe(s)→Fe(ac)2+¿+ 2e−¿ ¿¿

CATODO12O2 (ac )+H 2O(l)+2e

−¿→2OH−¿¿¿

Fe(s)+12O2 (ac )+H 2O(l)→Fe(ac)

2+¿+2OH−¿¿¿

Además el ferrocianuro de potasio reacciona con los iones hierro según:

k 3Fe(CN )6→Fe(CN )63−¿+3K+¿¿ ¿

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Acero al Carbono

Inicio


Fe2+¿+Fe(CN )6

3−¿→Fe [Fe (CN )6]

−¿¿¿ ¿

4.3) Explicación del Fenómeno

Debido a que debajo de la gota no hay tanto oxigeno como en la superficie, se generación un celda de aireación diferencia donde debajo de la gota ocurre la oxidación del hierro y sobre los borde se reduce el oxígeno generando hidroxilos (con la fenolftaleína se torna de Rojo Grosella los borde la gota)

4.4) ConclusionesLa diferencia en la cantidad de oxígeno disuelto en la gota que está en contacto con el acero al carbono crea lo que se llama una zona de aireación diferencial.La zona que rodea a la gota en contacto con el metal actúa como cátodo, pues es allí donde ocurre la reducción del oxígeno que es detectada por el indicador fenolftaleína (rosado intenso).Con el ferrocianuro se observa la presencia de iones de hierro en la gota con el cambio de coloración entro de la gota.

5) Experiencia 5: Medición de Potenciales

5.1) Descripción Experimental

En un vaso precipitado se agrega agua potable, armamos la celda colocando la placa de acero inoxidable con el electrodo de referencia de Calomel, y medimos su potencial. Repetimos esta experiencia cambiando con una placa de acero al carbono.

Metal Potencial (E)Ac. Inox. -253.2 mv

Ac. Carbono -0.419V

En un vaso precipitado se agrega agua potable, armamos la celda colocando la placa de acero al carbono con el electrodo de referencia de Calomel, y medimos su potencial. Repetimos esta experiencia cambiando las soluciones a agua potable y ácido clorhídrico (1M).

Medio Potencial (E)Agua potable -0.419 VAgua salada -0.457 V

HCL (1M) -0.517 V

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En un bloque de concreto con 2 barrillas de acero al carbono, armamos la celda colocando el electro de referencia Calomel sobre la superficie del bloque de concreto (poniendo un papel humedecido) y colocamos el otro conecto a cada uno de las barrilas del bloque.

5.2) Ecuaciones Químicas Las reacciones química que participan en esta experiencia son:

Fe(s)→Fe(ac )2+¿+2e−¿¿¿

12O2(ac)+2H 2O(l )

❑+2e−¿→2OH( ac)−¿¿ ¿

2H(ac)+¿+2e−¿→H

2(g) ¿ ¿

5.3) Explicación del FenómenoComo sabemos el acero al carbono se oxida en agua potable, pero en el caso del acero inoxidable es diferente por tener una capa de óxido de cromo que lo protege de la corrosión por eso el potencial de acero al carbono es mucho mayor que el potencial del acero inoxidable.

Al aumentar la cantidad de iones en la solución se ve un aumento del potencial porque se aumenta el flujo de iones en la solución aumentando así el potencial a medir. Pero si colocamos ácido clorhídrico diluido vemos la generación de hidrogeno gaseoso y su oxidación es más severa.

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Barrilla 1 Barrilla 2

Multitester

E.R. Calomel


Como las barrillas de acero al carbono están sumergida en el concreto el medio que está sometida las barrillas es un medio básico (PH=12.5), por la gráfica de Pourbaix notamos que nos encontramos en la zona de pasivación donde se origina un oxido protector por eso los potenciales de la barrillas de acero al carbono son pequeños.

5.4) ConclusionesEl acero inoxidable es más resistente a la corrosión que el acero al carbono por su capa de óxido de cromo que lo protege.Medio con más electrolitos son más corrosivos al acero al carbono y más corrosivo aun medio acido diluido ataca más violentamente al acero al carbono.Medio con más electrolitos son más poder de oxidación sobre el métodoLos acero al carbono que está dentro del concreto se pasiva por el medio básico del medio produciendo un oxido protector.

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