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1. GUÍA CORROSIÓN Y DESGATE TEMA Nº1 PARTE 2
Pautas de esta guía lo resaltado en amarillo lo tiene que investigar
En esta segunda parte abordaremos los aspectos dinámicos de proceso
de corrosión y desgate de materiales.
Para entrar a este tema tenemos que tener claro dos aspectos básicos el
primero que a mayor o menor medida los materiales experimentan algún tipo de
interacción con el medio ambiente, a menudo eta interacción modifica las
características del material provocando el deterioro de sus propiedades, de su
apariencia o de ambas. El segundo aspecto es tener conocimiento del concepto
de corrosión y desgaste.
Teniendo en cuenta estos conceptos se debe de admitir que los procesos
de corrosión son fenómenos muy complejos, mediante su estudio se puede
determinar que la misma ocurre por dos clases de acciones
1. Corrosión bioquímica la cual es producida por batería, suele tener
lugar en objetos metálicos enterados las bacterias no atacan
directamente a los metales, pero puede estimular reacciones ya
que destruya la capa protectora de la corrosión.
2. Corrosión química que es producida por ácidos y sustancias
alcalinas tiene especial énfasis para la construcción de equipos
resistentes a la corrosión. Un ejemplo muy común de la corrosión
por la acción de un ácido es en los procesos de obtención de
hidrogeno mediante el sumergimiento de una placa de zinc
metálico dentro de un ácido diluido (Zn + 2HCl --- ZnCl2++ H2)
Corrosión electroquímica: es la que se produce cuando dos metales de
diferentes electronegatividades se encuentran en contacto. El metal con mayor
electronegatividad se oxida (ánodo) dando lugar a su progresivo deterioro y
desprendimiento de la superficie metálica en presencia del segundo el cual actúa
como cátodo.

2. Este tipo de acción se ven en los sistemas químicos conocidos como pilas
galvánicas de una forma más regular en los sistemas de protección catódica.
Estas pilas están formadas por una zona anódica que es la que se va a corroer
y una zona catódica que es la que se educe lo metal en cada zona son distintos
y poseen electronegatividad diferente, ambas zonas también están en contacto
eléctrico a través de un medio que permita la transmisión de los electrones
llamado electrolitos por ejemplo el agua de mar.
Estas zonas catódicas y anódicas están formadas por electrodos que según
su diferencia de potencial puede actuar de una u otra forma esto se clasifican
en:
Nota: Investigar la clasificación.
Serie galvánica: La serie galvánica (o serie electropotential) determina el
grado de nobleza o inercia química de los metales y semimetales. A la inversa,
dicha serie mide la tendencia de dichos materiales para sufrir corrosión. Cuando
dos metales están sumergidos en un electrolito, a la vez que están conectados
eléctricamente, el menos noble (base) experimentará una corrosión galvánica

3. nota: las tablas se leen de izquierda a derecha y
se encuentra en condiciones estándar.
Para identificar el comportamiento de los metales mediante estas tablas
debemos saber que todos ellos presentan tendencia a oxidarse, esta tendencia
se puede cuantificar mediante el potencial de corrosión (ºEcorr) del metal o
electronegatividad cuanto más alto sea este valor más noble es el metal, es decir
se oxida con mayor dificultad.
Nota: Cuanto menor sea la diferencia de potencial de los metales que se
acoplan, menor es la velocidad de corrosión
Tipos de corrosión según su forma
Investigar; definición y característica esto son algunos ejemplos
completen y desarrollen los tipos.

4. Una vez estudiados los tipos de corrosión que pueden ocurrir en los
metales es necesario entender la predicción del comportamiento del proceso de
corrosión.
Predicción de energía del sistema: esto se realiza mediante el estudio
de varios parámetros
 Fuerza electromotriz: Se denomina fuerza electromotriz (FEM) a la
energía proveniente de cualquier fuente, medio o dispositivo que
suministre corriente eléctrica. Para ello se necesita la existencia de una
diferencia de potencial entre dos puntos en el caso de las celdas
representas el potencial estándar de la misma.
º𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑 = º𝐸𝑐𝑎𝑡𝑜𝑑𝑜−º𝐸 𝑎𝑛𝑜𝑑𝑜
Nota: se identifica quien es el ánodo y quien el cátodo mediante los
potenciales estándar (º𝐸𝑐𝑜𝑟𝑟)
Ejemplo determine el potencial estándar de una celda formada por plata y
manganeso. Según la siguiente reacción.
Ag+
(aq)-------- Ag(s)
Mn2+
(aq)--------Mn(s)
Parte 1 valores º𝐸𝑐𝑜𝑟𝑟 obtenidos mediante las tablas el potencial de la
plata actúa como cátodo ya que posee el mayor potencial esto me indica que
posee mayor dificulta para oxidarse que el Mn.
Ag+
(aq)-------- Ag(s) º𝐸𝑐𝑜𝑟𝑟 = +0.8𝑣
Mn2+
(aq)--------Mn(s) º𝐸𝑐𝑜𝑟𝑟 = −1.18v
Parte 2 se ajusta la reacción de tal manera que aquel que posea º𝐸𝑐𝑜𝑟𝑟
menor se oxide (regla de la diagonal) por tanto
Ag+
(aq)-------- Ag(s) º𝐸𝑐𝑜𝑟𝑟 = +0.8v
Mn(s)-------- Mn2+
(aq) º𝐸𝑐𝑜𝑟𝑟 = −1.18v
Entonces
º𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑 = +0.8𝑣 − (−1.18) = 1.98𝑣
Otra manera de determinar los potenciales estándar se obtiene mediante
la fórmula de la energía de Gibbs (∆G) expresada para reacciones química.
∆𝐺º = −𝑅. 𝑇. 𝐿𝑛𝐾 R=8, 314J/K.mol

5. Para una reacción electroquímica se expresa en función de la constante
de Faraday.
∆𝐺º = −𝑛. 𝐹. º𝐸 F=96500 J/K.mol
∆𝐺 = −𝑛. 𝐹. 𝐸
Uniendo las dos reacciones
−𝑅. 𝑇. 𝐿𝑛𝑘 = −𝑛. 𝐹. º𝐸 =
𝑅.𝑇
𝑛.𝐹.
𝐿𝑛𝑘 = º𝐸 ----- º𝐸 =
0.0257𝑣
𝑛
. 𝐿𝑛𝑘 =
0.0592𝑣
𝑛
. 𝑙𝑜𝑔𝑘
∆Gº K ºEcelda
- > 1 + favorece a los
productos
0 =1 0 ambas
+ < 1 - favorece a los
reactivos
En casos no estándar se utilizará la Ecuación Nernst que permite
determina el potencial real de la ceda.
Teniendo en cuenta un reacción 𝐴 𝑎 + 𝐵 𝑏 − − − − − 𝐶𝑐 + 𝐷 𝑑
∆𝐺 = ∆𝐺º + 𝑅. 𝑇. 𝐿𝑛𝑄 = −𝑛. 𝐸. 𝐹 = −𝑛. 𝐸º. 𝐹 + 𝑅. 𝑇. 𝐿𝑛𝑄
𝐸 = 𝐸º −
𝑅.𝑇.𝐿𝑛𝑄
𝑛.𝐹
= 𝐸º −
0.0592𝑣
𝑛
. 𝑙𝑜𝑔𝑄 = 𝐸º −
0.0257𝑣
𝑛
𝐿𝑛𝑄 𝑄 =
(𝐶) 𝑐(𝐷) 𝑑
(𝐴) 𝑎(𝐵) 𝑏
NOTA: Q representa a relación de las concentraciones por ende los
electrodos presentes en la reacción no se verán reflejado al momento de calcula
q debido a que son sonidos y los mismo no presentan concentración.
Otro aspecto para determinar la interacción del proceso de corrosión con el
material es mediante el estudio de la velocidad de corrosión en los materiales
para entender este proceso es necesario conocer y analizar las siguientes
definiciones.
 Polarización de pasividad
 Polarización de concentración
 Polarización de resistencia
 Pasividad y potencial de frade.

6. En muchos casos el ingeniero no puede calcular la velocidad de corrosión,
solamente con los potenciales de equilibrio de la ecuación de Nemst. Desde
luego esta velocidad es función de muchas variables que sólo pueden ser
encontradas a través de una medición. En casos donde ánodo y cátodo están
separados y si la corriente fluyendo entre ellos, se puede medir, las velocidades
de corrosión.
De acuerdo con la ley de Faraday:
velocidad de corrosión =
𝐼 𝑐 𝑜 𝑟 𝑟.𝑀
𝑛.𝐹

𝑖 𝐶𝑂𝑅𝑅
= Intensidad de la corriente anódica.

𝑛= Electrones intercambiados en la disolución

𝐹= Constante de Faraday
 M=Peso molecular de metal
Nota: La velocidad entonces se obtiene como moles de metal por metro
cuadrado por segundo, lo cual se convierte fácilmente a los usuales gramos por
metro cuadrado por día (g / m^ d), al multiplicar por el peso atómico del metal y
86 400 s / d.
Cuando se desee determinar la pérdida de masa por el metal se toma en
cuenta a relación entre los siguientes factores.
w =
I. T. M
n. F
I = i · A
w =
i. A. T. M
n. F
donde:
i= Densidad de la corriente
I= Intensidad de corriente
A=Área
T=tiempo transcurrido
M=eso molecular de metal
W= Masa perdida por la corrosión
Otras fórmulas utilizadas Paran el análisis de ejercicios
Espesor Velocidad de penetración (distancia tiempo). Fuerza que soporta un material
𝑒 =
𝑤
𝐴.𝑝
𝑣 𝑃 =
𝑒
𝑇
𝑅. 𝐴 = 𝐹
DONDE:
R=resistencia a la ruptura.
F= fuerza ejercida
V𝐶𝑂𝑅𝑅 =
𝑣 𝑝
𝐴