2. Debido a su grado relativamente alto de resistencia, el
acero tiene muchas ventajas como material de
construcción,
por lo que los productos de acero se han utilizado en una
gran variedad de aplicaciones.
Sin embargo, el problema más común con la utilización de
acero en un entorno marino es su susceptibilidad a
la corrosión.
Por lo tanto, para una utilización más efectiva de acero es
necesario poseer algunos conocimientos de los fenómenos
de corrosión y sobre los métodos existentes de protección
contra los mismos.

3. La galvanoplastia es el proceso en el que, por medio de la
electricidad, se cubre un metal sobre otro; a través de una
solución de sales metálicas (electrólisis).
Los metales que generalmente se utilizan
para este procesos son: Plata, níquel, cobre y zinc.

4. La galvanoplastia protege metales, como el
acero, contra la corrosión.
Se utiliza para fabricar hojalata y cubiertos. El
método empleado es el de la electrólisis.
En la galvanoplastia del cobre, por ejemplo, el
objeto que se desea recubrir y una lámina de
cobre puro se introducen en una solución de un
compuesto de cobre. Se hace pasar corriente
eléctrica entre la lámina, que constituye el
ánodo o electrodo positivo, y el objeto, que
forma el
cátodo o electrodo negativo. El cobre se separa
del ánodo y se deposita, puro, sobre el cátodo,
que queda recubierto.

5. Es un método de separación de los elementos que forman un compuesto
aplicando como medio la electricidad.
Se utiliza energía eléctrica para conseguir que se lleven a cabo una reacciones
redox no espontáneas. Los procesos de este tipo, que son impulsados por una
fuente externa de energía eléctrica, se llaman reacciones de electrólisis y se llevan
a cabo en celdas electrolíticas.
Por ejemplo, se puede utilizar electricidad para descomponer cloruro de sodio
fundido en los elementos que lo componen.
El científico que mejor estudio, explico y descubrió este proceso fue el Inglés
Michael Faraday. Enuncio dos leyes importantísimas que se aplican en los
problemas de electrolisis.
Primera Ley: La cantidad de sustancia depositada o liberada en un electrodo es
directamente proporcional a la cantidad de electricidad (carga) que pasa por él.
Segunda Ley: La cantidad de electricidad que se requiere para depositar o liberar
un equivalente químico de un elemento es siempre la misma y es
aproximadamente 96500 C (Coulombs o Culombios).

6. Las reacciones de óxido---reducción que ocurren espontáneamente, pueden
ser utilizadas para generar energía eléctrica. Para ello es necesario que la
transferencia de electrones no se realice directamente, es decir, que la
oxidación y la reducción sucedan en espacios separados. De esta manera, el
flujo de electrones desde el agente reductor hacia el agente oxidante, se
traduce en una corriente eléctrica, que se denomina corriente galvánica, en
honor a Luigi Galvani (1737-1798), físico italiano que estudió estos fenómenos.
Las celdas electroquímicas, conocidas también como celdas galvánicas o
voltaicas, son los dispositivos en los cuales se realiza este proceso. En una celda
electroquímica los reactivos se mantienen en compartimentos separados o
semiceldas, en las cuales se realizan las semi---reacciones de oxidación y
reducción separadamente. Una semicelda consta de una barra de metal que
funciona como electrodo y que se sumerge en una solución acuosa compuesta
por iones del mismo metal, provenientes de una sal de éste. Los electrodos de
cada semicelda, se comunican a través de un circuito eléctrico externo, por el
que viajan los electrones desde el agente reductor hasta el agente oxidante.
Estos dispositivos son el fundamento de las pilas y baterías que usamos a diario.

7. El primer uso de las pilas electroquímicas creadas por los químicos
ingleses, fue el de intentar aplicar la corriente continua que
producían para observar su interacción con la materia, y así
obtener nuevos elementos químicos. A ello se dedicaron Davy, y su
ayudante Faraday en la primera mitad del siglo XIX. Vamos a
explicar lo realizado ya desde el punto de vista actual, teniendo en
cuenta que el electrón sólo se descubrió a finales de siglo.
Tenemos así dos tipos de electrólisis completamente distintos:
la electrólisis ígnea
la electrólisis en disolución.

8. La electrólisis ígnea, tiene el problema de que se debe superar el punto de fusión
de la sal sometida a electrólisis, el cual suele ser elevado, con lo cual se está
trabajado a altas temperaturas, con el consiguiente deterioro del material
empleado. La cubeta electrolítica suele ser única a diferencia de las empleadas
en las pilas, todo lo mas separadas la zona del cátodo y del ánodo por un
tabique poroso. Los electrodos o terminales de la pila empleada, deberán ser de
un material inerte.
Ejemplo 1: Caso del cloruro sódico fundido
Una vez fundida la sal siempre que se caliente el sistema por encima del punto
de fusión de la sal (1000º), los aniones cloruro (anión significa paseante hacia el
ánodo), se descargan en el ánodo, oxidándose al perder dos electrones y
formándose cloro gas que se desprende burbujeando. Los cationes
sodio, anulan su carga en el cátodo, de forma que se reducen ganando
electrones y depositándose sodio metálico como se observa (fig.12). Los
procesos serían:

9. En disolución el proceso es más complejo, porque coexisten más
iones, estableciéndose una competencia entre ellos, para conseguir
descargarse en los electrodos respectivos. Por lo general los iones positivos que
son más estables, porque adquieren la configuración de gas noble (alcalinos y
alcalinotérreos), no se descargan fácilmente en el cátodo, y si los de los metales
más nobles (Au, Ag, Cu etc). En el caso de los aniones, cuanto más
complejidad tengan en su fórmula más difícil es llegar al ánodo
(sulfatos, nitratos, percloratos, acetatos, etc), igualmente los que mejor se
encuentran en esa forma (F-). Se puede establecer una escala de aniones y
cationes según su facilidad para descargarse y de esa forma poder interpretar
mejor los procesos que tienen lugar (ver tabla adjunta).
Ejemplo3: Caso del cloruro sódico en disolución
En este caso los iones que tenemos en juego son Na+, y H+, que irían al cátodo
mientras que el Cl- y el OH- al ánodo. Ocurre que según los datos de la tabla, el
cloruro se descargaría antes que el hidróxido, y el protón antes que el catión
sodio, por eso los procesos son los que se observan en la fig.14. y en el recuadro

10. Se utiliza en la deposición de metales, reproducir objetos de detalles muy
finos en diversos materiales.
Desde el punto de vista de la física, es la electrodeposición de un metal
sobre una superficie para mejorar sus características. Con ello se consigue
proporcionar dureza, duración, o ambas.
Otra de las importantes aplicaciones de la galvanoplastia es la de
reproducir por medios electroquímicos objetos de muy finos detalles y en
muy diversos metales.
El proceso puede resumirse en el traslado de iones metálicos desde
un ánodo (carga positiva) a un cátodo (carga negativa) en un medio
líquido (electrolito), compuesto fundamentalmente por sales metálicas y
ligeramente acidulado

11. Debido a su grado relativamente alto de resistencia, el acero tiene
muchas ventajas como material de construcción, por lo que los
productos de acero se han utilizado en una gran variedad de
aplicaciones.
Sin embargo, el problema más común con la utilización de acero en un
entorno marino es su susceptibilidad a la corrosión. Por lo tanto, para
una utilización más efectiva de acero es necesario poseer algunos
conocimientos de los fenómenos de corrosión y sobre los métodos
existentes de protección contra los mismos.

12. La corrosión es la interacción de un metal con el medio que lo
rodea, produciendo el consiguiente deterioro en sus
propiedades tanto físicas como químicas. La característica
fundamental de este fenómeno, es que sólo ocurre en presencia
de un electrolito, ocasionando regiones plenamente
identificadas, llamadas anódicas y catódicas: una reacción de
oxidación es una reacción anódica, en la cual los electrones son
liberados dirigiéndose a otras regiones catódicas. En la región
anódica se producirá la disolución del metal(corrosión)
y, consecuentemente en la región catódica la inmunidad del
metal.

13. Se denomina corrosión al proceso de destrucción de los
metales y sus aleaciones, provocado por la acción
química o electroquímica.
La corrosión se subdivide en:
Química.
Electroquímica.

14. Por corrosión química se entiende la destrucción del metal u otro
material por la acción de gases o líquidos no electrolíticos
(gasolina, aceites etc.).
Un ejemplo típico de corrosión química es la oxidación química
de metales a altas temperaturas.
En la corrosión química, sobre la superficie del metal se forma una
película de óxidos. La solidez de esta película es diferente para los
diferentes metales y aleaciones. En las aleaciones de hierro con
carbono, la película de óxidos es débil, se destruye con facilidad y
la oxidación continua realizándose hacia el interior de la pieza.
En otros metales y aleaciones las películas de óxido son muy
resistentes. Por ejemplo, al oxidarse el aluminio, sobre su superficie
se origina una película firme de óxidos que protege el metal
contra la oxidación ulterior

15. Se denominan así a los procesos que se desarrollan por acción de
electrólitos sobre el metal.
Los procesos electrolíticos pueden ser muy complejos en dependencia de la
naturaleza del metal y del electrólito, pero en general corresponden a una
reacción de oxidación -reducción, en la que el metal sufre un proceso de
oxidación y se destruye (se disuelve). Al mismo tiempo el hidrógeno
presente en la solución acuosa se reduce y se desprende oxígeno
elemental de la disolución que corroe adicionalmente el metal.
Las aguas naturales que contienen sales, el aire húmedo, las soluciones
ácidas, de álcalis o salinas son los electrólitos mas comunes con los que
entran en contacto los metales en la práctica.
La tendencia de los metales a ceder a la disolución sus iones, se llama
presión de disolución. Cada metal tiene su propia presión de disolución. A
consecuencia de esto, si se colocan diferentes metales dentro de un mismo
electrólito, cada uno adquiere diferente potencial eléctrico y forman pares
galvánicos.

17. Las destrucciones por corrosión puede dividirse en los siguientes
tipos principales:
Corrosión uniforme.
Corrosión local.
Corrosión intercristalina.

18. a) Corrosión uniforme: El ataque se extiende en forma
homogénea sobre toda la superficie metálica y la penetración media
es igual en todos los puntos. Esta es la forma más benigna de corrosión
pues permite calcular fácilmente la vida útil de los materiales corroídos.
b) Corrosión en placas: Incluye los casos intermedios entre
corrosión uniforme y corrosión localizada. El ataque se extiende más en
algunas zonas, pero se
presenta aún como un ataque general.
c) Corrosión por picado: Durante el picado, el ataque se
localiza en puntos aislados de superficies metálicas
pasivas, propagándose hacia el interior del metal en forma de canales
cilíndricos. Este tipo de ataque, así como el intergranular y el
fisurante, son las formas más peligrosas bajo las cuales se puede
presentar la corrosión.

19. metal reacciona con un medio no-iónico (por ejemplo
oxidación en aire a altas
temperaturas). Supongamos que exponemos una
superficie metálica limpia a la
acción del oxígeno, el metal comenzará a reaccionar
con el oxígeno formando
óxidos. Por ejemplo una pieza de Fe (metal que
presenta más de una valencia)
calentada al aire seco, por encima de 500ºC se oxida a
apreciable velocidad
formando una película con la siguiente estructura:
Se han producido reacciones redox sin la intervención
de iones en solución y
no ha habido corrientes eléctricas recorriendo el metal.

20. a) Corrosión por esfuerzo o tensión
(fisurante): Este tipo de corrosión se produce
cuando se combina un ambiente corrosivo con
tensiones intensas que actúan sobre el metal. El
ataque no parece intenso pero su gravedad
radica en que se producen fisuras que se
propagan a lo largo de la sección del metal.

21. Se produce por el desgaste de la superficie en contacto
con un fluido cuyo movimiento es rápido. Se caracteriza
por la aparición de surcos, valles, hoyos que en general
se observan en la dirección del fluido. Por otra parte este
desgaste también ocasiona la abrasión de películas
protectoras de óxidos o cubiertas que protegen el
material favoreciendo la disolución metálica.

22. Es causada por burbujas de vapor originadas por
cambios bruscos de presión que chocan contra la
superficie del metal y provocan serios daños sobre el
mismo..

23. Ocurre entre metales sometidos a vibración o
deslizamiento.

24. Se produce en aleaciones en las que un metal se
disuelve en forma preferencial. Un caso típico es el de
los latones en los que el zinc (aleado al cobre) se
elimina selectivamente.

25. Las celdas de concentración de oxígeno se
desarrollan cuando existe una diferencia en la
concentración de oxígeno entre dos sitios de la
superficie húmeda de un metal.

26. Los microorganismos se adhieren a la superficie metálica formando lo
que se conoce como biofilm, el cual está constituido por una matriz de
material polimérico en el que se encuentran embebidos los
microorganismos, sus productos metabólicos y material inorgánico. Los
microorganismos aceleran el mecanismo de corrosión de diversas
formas: i) por remoción del oxígeno por parte de los aeróbicos da lugar
al empobrecimiento local del mismo y a la aparición de celdas de
concentración ii) los productos metabólicos de distinta naturaleza tales
como ácidos orgánicos, sulfuros, de características agresivas que
favorecen el proceso de disolución de los óxidos pasivantes y del
metal, iii) los microorganismos pueden romper la película pasivante
creando centros anódicos, iv) pueden degradar los inhibidores de
corrosión.

27. es el que se produce por la reacción del hidrógeno con los
carburos del acero formando metano y dando lugar a la
formación de ampollas, huecos internos, decarburización, etc. El
hidrógeno puede migrar desde la superficie hacia las inclusiones
interiores donde se nuclea y genera aumento de presión que da
lugar a deformaciones y rupturas.

28. Cuando dos metales están en contacto y ambos están sumergidos en un
electrolito fluirá corriente entre ellos. El menos noble (fácilmente reducible)
será el que actuará como ánodo y el mas noble como cátodo.
Consideremos una pila galvánica en la que los electrodos de hierro (Eo= -
0,44V) y cobre (Eo= 0,37V) están sumergidos en una disolución acuosa. De
acuerdo a las características de la solución podrán ocurrir diferentes
reacciones catódicas que acompañan a la disolución del hierro:
Fe Fe+2 + 2 e-

29. Puesto que se encuentra por encima del hierro en la tabla de potenciales
de reducción el zinc se oxida con mayor facilidad que el hierro.

30. http://www.youtube.com/watch?v=t47Ffkku_uM

31. E N U M E R O D E O X I D A C I O N Y Z C L
L A C G D L A C O R R O C I O N F A L A L H
E L E C T R O D O S X W M R A F I C L F E R
C T X N M Ñ I Y O U M E R E P O S S U A A G
T R O I H O N L V L A O M E C R U D V C B A
R E D O X A E P O G C T A S L M R G I T H C
O M O E T U R A S I L A Y X R U A I A O D Z
L A E D Z C T R O A E I T V R L S H A R J O
I I L S L S G Y K O |I J N H Y A T I C E F J
S G I Y O X I D A C I O N I Y S Y U I S L O
I T J U I M Y K Y M F L M U P O U M D P T J
S E N O R T C E L E A I O H M U F H A O I G
O I G M G B M I T V D T I K H E H R J M N T
A G E N T E O X I D A N T E J K T N M U E B
B U I P K C A R G A N E G A T I V A C I R N
C A M B I O Q U I M I C O H N G J O L G T G
G U R N H K U R H K J B F N H I J G G E E M
V I O U A G E N T E R E D U C T O R N G S C
G K I G O B N I Y P O G G R O P B D E U O N
G A L V A N O P L A S T I A O O H F J O G N
H K I Y J G D H K I G O V V N G D H K G N K
A S F H J B G Y I J N O I C C A E R P O I Y

32. Oxidación Reducción Cambio químico Corrosión
Redox Reacción Formulas
Agente oxidante Número de oxidación Agente reductor
Galvanoplastia Electrolisis Lluvia acida
Metales Factores Electrodos Inertes Fisuras

33. •Cristofer Jassiel Medina Ríos #23
•Galilea Sarahi De La Peña Munguía #10
•Tania Daniela Gutiérrez Gonzales. #14
•Daniela Araceli Espinosa Solís . #11

34. Diapositiva2
http://www.fa.org/docrep/003/v5270s/V5270S08.htm
Diapositiva3
http://galvanoplastia-abp.blogspot.mx/
Diapositiva4
http://www.acanomas.com/Inventos-y-Descubrimientos/1437/Galvanoplastia.htm
Diapositiva5
http://aguamarket.blogspot.mx/2010/02/que-es-la-electrolisis.html
Diapositiva 6
http://www.monografias.com/trabajos89/la-electroquimica/la-electroquimica.shtml
Diapositivas 7 8 y 9
http://www.heurema.com/ApuntesFQ/AQuimica/EquilibrioRedox/Electr%F3lisis1.pdf
Diapositiva 10
http://www.getri.es/librogalv.htm
Diapositiva11
http://www.fao.org/docrep/003/v5270s/V5270S08.htm
Diapositiva12
http://www.construsur.com.ar/Noticias-article-sid-32.html
Diapositiva 15
http://www.sabelotodo.org/metalurgia/corrosion.html
Otra referencia
http://anarchic2007.blogspot.mx/

35. Diapositiva 20-28
http://www.preguntaleasherwin.cl/2012/%C2%BFcuales-son-los-diferentes-tipos-de-
corrosion/
http://biolarioja.com.ar/Quimica/capitulos/Capitulo%20X.htm#fac