Este documento describe los diferentes tipos y causas del deterioro y daño de los metales en servicio, incluyendo la corrosión, fatiga, creep, y fractura frágil. Explica que la corrosión es un proceso electroquímico natural e irreversible que ocurre cuando los metales interactúan con su medio, y que depende de factores como la composición del metal, el medio, y las condiciones de uso. También causa pérdidas económicas significativas relacionadas con la reducción de la vida útil de los metales y la necesidad

1. DETERIORO
O
DAÑO
EN
SERVICIO

2. FORMAS DE DETERIORO O FALLAS MÁS FRECUENTES DE LOS METALES EN SERVICIO
CORROSIÓN
FATIGA
CREEP
FRACTURA FRAGIL
OTRAS
Deterioro producido como consecuencia de la pérdida de material por acción del medio sin acción mecánica
Condiciones necesarias:
Cargas fluctuantes
Tensiones elevadas
Tiempo
Shock térmico
Vibraciones
Golpe de ariete
Fallas materiales
Fallas de fabricación
Fallas de diseño
Cargas externas
Bajas temperaturas
Cargas dinámicas
Fragilidad por revenido
Temperaturas elevadas y tensiones relativamente altas.
Cambios estructurales y cambios químicos
DESGASTE
Deterioro producido por la combinación de fuerzas mecánicas y el medio circundante.

3. CORROSIÓN
Definición: ataque no intencionado del medio circundante
Se llaman agentes agresivos a aquellos que producen la corrosión, estos pueden
ser: la atmósfera, el agua de mar, el aire húmedo, los vapores ácidos, etc.

4. Consecuencias:
deterioro de sus
propiedades
Mecánicas
Físicas
Aspecto
INUTILIZACIÓN ROTURA

5. Características distintivas:
Superficial
Disolución
Electroquímica (metales)
Química (metales y cerámicos)
Absorción, hinchazón y dilución (polímeros)
Degradación por radiación, calor o química (polímeros)
TODOS LOS MATERIALES PUEDEN SER CORROIDOS

6. CORROSIÓN METÁLICA: UN PROCESO NATURAL
E IRREVERSIBLE
Energía

7. Todos los metales pueden ser usados siempre que su velocidad de deterioro sea aceptablemente baja. De este modo en corrosión se estudia la velocidad con que se deteriora los metales y las formas en que dicha velocidad puede ser controlada.

8. CORROSIÓN METÁLICA: CINÉTICA
Los metales no son atacados con la misma velocidad e incluso algunos presentan aparente inmunidad frente a ciertos medios. Este comportamiento obedece al hecho que la cinética del proceso corrosivo muchas veces parece contradecir a la termodinámica. La velocidad no depende únicamente de la fuerza impulsora (disminución de la energía) sino que también es afectada por otros factores externos como ser:
Factores que definen el medio reactivo
•Concentración del reactivo
•Contenido de oxígeno
•pH del medio
•Adición de inhibidores
•Temperatura
•presión
Factores vinculadas al material
•Tipo de material, composición de la aleación
•Proceso de elaboración
•Impurezas
•Tratamientos mecánicos
•Adiciones protectoras
Factores que definen las condiciones de empleo
•Estado de la superficie
•Forma de las piezas
•Solicitaciones mecánicas
•Diseño de las uniones
•Envejecimiento (tiempo, temperatura o radiación UV)
•Modificación de los revestimientos

9. PÉRDIDAS ECONÓMICAS POR CORROSIÓN
Disminución de la vida útil
Caída en la eficiencia
Rotura inesperada
Pérdidas directas
Pérdidas indirectas
Costo de reposición
Interrupciones no programadas Pérdida de rendimiento Pérdida de producto Contaminación de producto Daño ambiental Sobrematerial Accidentes

10. Seguridad y Confiabilidad
Costo $$
I daños
II la prevención
III
Curva III: Costo total ( I + II )
ANÁLISIS DE COSTOS

11. POTENCIAL DE DISOLUCIÓN
-
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
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-
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-
Fuerza impulsora de la corrosión húmeda en los metales
CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA
Medio electrolítico
M

12. Este potencial entre el metal y el electrolito no es mensurable pero si se puede determinar la diferencia de potencial entre dos especies metálicas diferentes sumergidas en el mismo electrolito si los conectamos eléctricamente entre si.
Cada material, elemento, fase, compuesto, etc. manifiesta un potencial de disolución diferente frente a un determinado medio.
CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA O HÚMEDA
Variaciones de composición locales en el electrolito también dan lugar a potenciales diferentes sobre el mismo metal.

13. ánodo
cátodo
Solución
ácida
REACCIÓN
ANÓDICA
    n n M(s) M (dis) e
MEDIO
(ELECTROLITO)
REACCIONES
CATÓDICAS
Productos
de la
corrosión
2H+ + 2e- → H2 medio ácido o sin oxígeno
O2 + 4H+ + 4e-
→ 2 H2O medio acuoso
O2 + 2H2O + 4e-
→ 4(OH-) medio acuoso oxigenado
CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA O HÚMEDA

14. SERIE GALVÁNICA: POTENCIALES DE DISOLUCIÓN
ESTÁNDAR (para agua aireada)
Más
catódicos
Más
anódicos

15. Consiste en dos reacciones químicas. Una reacción de oxidación o anódica donde el metal pierde electrones de valencia formándose cationes que pasan al electrolito. En la otra reacción denominada de reducción o catódica donde los electrones cedidos son transferidos a otra entidad química y donde la dilución del metal se ve impedida.
En consecuencia una reacción electroquímica debe constar de al menos una de cada una de estas reacciones. La carga neta es nula por lo que la velocidad de ambas reacciones debe ser la misma y todos los electrones generados en el ánodo son consumidos en el cátodo. El resultado de todo esto es la disolución del ánodo o sitios anódicos.
RESUMEN
¿Donde se localizan los sitios anódicos y catódicos en la pieza metálica? ¿En función de que factores se establece la verdadera densidad de corriente de corrosión?
CUESTIONES SIN RESPONDER ¡¡¡¡¡¡

16. CORROSIÓN ELECTROQUIMICA POR HETEROGENEIDAD DEL METAL
Cualquier metal o aleación contiene heterogeneidades físicas o químicas cuyo potencial de disolución es generalmente distinto al de la matriz. En estos casos nos encontramos ante un electrodo compuesto que contiene microcátodos y microánodos en corto circuito y cuya posición es desconocida.
Cuando este electrodo es sumergido en un electrolito se produce un proceso electroquímico donde los ánodos resultan corroídos. Se establecen infinitas micropilas galvánicas.

17. CORROSIÓN ELECTROQUIMICA POR HETEROGENEIDAD DEL REACTIVO DE ATAQUE
Solución no aireada o estanca:
O2 + 2H2O + 4e- → 4(OH-)
Hierro
O2
O2
Herrumbre
cátodos
ánodos
(HO)-
Fe++
e-
e-
Fe(HO)3
Fe+++

18. Una gota de cloruro de Sodio en una superficie de acero o hierro
E1 – E3
ic =
R2 + R4
e-
R4
E1 E3
R2

19. CORROSIÓN ELECTROQUIMICA POR HETEROGENEIDAD DEL REACTIVO DE ATAQUE
Solución aireada uniformemente: En este caso los cátodos aparecen donde el oxígeno alcanza la superficie metálica. La posición de estos puntos varía con el tiempo, por lo que no es posible individualizar ánodos y cátodos, los cuales se desplazan constantemente por la superficie del metal. La corrosión se manifiesta de una manera uniforme en toda la extensión de la probeta.

20. Productos de la corrosión
Disolverse
Desprenderse como un gas
Formar un film insoluble adherente
Formar un compuesto insoluble no adherente
Para que el proceso electroquímico prosiga con cierta velocidad es necesario como vemos que los productos de la corrosión generados en el ánodo o en el cátodo sean continuamente eliminados del lugar.
La disposición de los productos de la reacción (tanto los anódicos como los catódicos) es frecuentemente decisiva para controlar la velocidad con la cual se corroe un metal.

21. PASIVACIÓN
Muchos metales y aleaciones bajo determinadas condiciones (tipo de ambiente, temperatura, concentración de reactivo, etc.) aumentan su resistencia química e incluso se convierten en inertes. Este fenómeno se conoce con el nombre de pasivado
El fenómeno del pasivado resulta de la formación de una capa o film muy delgado de óxido altamente adherente, compacto e impermeable que se forma sobre la superficie del metal el cual sirve de barrera protectora.
Metal
MO(óxido metálico adherente)
Medio