Informe de Corrosión electroquímica

UNIVERSIDAD NACIONAL DECAJAMARCA
FACULTAD DEINGENIERIA
ESCUELAACADEMICO PROFESIONAL DE INGENIERIAHIDRAULICA
1QUÍMICA APLICADA
PRÁCTICA DE LABORATORIO
DE CORROSIÓN
I. INTRODUCCIÓN:
Nuestro trabajo tiene la finalidad de dar a conocer los conocimientos teóricos y
científicos acercadela corrosión, mediante una investigación científica del tema
daremos a conocer estos conocimientos.
Pretendemos informar en forma correcta y entendible el tema, pues creemos
que dicho tema es de suma importancia en la carrera de ingeniería hidráulica,
ayudará como elemento de apoyo en la investigación de los materiales. De una
maneraconvincente y clara explicaremosla corrosión,suselementos y factores.
En la siguiente informe presentaremos el desarrollo de las dos practicas hechas
en el laboratorio.
II. OBJETIVOS:
 Objetivo general dar a conocer a las personas el proceso de corrosión de
una manera general.

2QUÍMICA APLICADA
III. MARCO TEÓRICO:
3.1. CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA
La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo quedenota siempre
la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona
catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres
elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos,
para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más
frecuentesiempre esde naturalezaelectroquímica y resulta dela formación
sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el
electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua
condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del
70%.
El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso
electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie
metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los
ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir
entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de
las mismas (micropilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición
las zonasanódicasy catódicas, llega unmomento enque el metal sedisuelve
totalmente.
Ya que la corrosión de los metales en ambientes húmedos es de naturaleza
electroquímica, una aproximación lógica para intentar parar la corrosión
sería mediante métodos electroquímicos. Los métodos electroquímicos
para la protección contra la corrosión requieren de un cambio en el
potencial del metal para prevenir o al menos disminuir su disolución.

3QUÍMICA APLICADA
La protección catódica, en este sentido, es un tipo de protección
(electroquímico) contrala corrosión,enelcual el potencial del electrodo del
metal en cuestión se desplaza en la dirección negativa. Los principios de la
protección catódica pueden ilustrarse mediante un diagrama
termodinámico potencial - pH, como se muestra en la figura 10, en el caso
del hierro (Fe).
3.2. LEYES DE TERMOQUÍMICA:
a. Primera Ley de Faraday: La cantidad de sustancias que se depositan (o
altera su número de oxidación) en un electrodo, es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa por el sistema.
Lo anterior significa que a mayor Faraday mayor cantidad de sustancia
depositada. Así, por ejemplo, para libera 96 gramos de oxígeno se necesitan
12 Faraday de electricidad.
Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en
gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio.
De acuerdo con esta definición podemos escribir la expresión:
𝑚 =
𝑃𝐼𝑡
𝑛 ∗ 96500
Donde:
m : masa en gramos que se ha depositado
P : peso atómico del elemento
n : número de electrones intercambiados
I : intensidad de la corriente expresada en amperios
t : tiempo en segundos
96500 : factor de equivalencia entre el Faraday y el culombio, ya
que 1F = 96500C.
b. Segunda Ley de Faraday:Lacantidad dediferentes sustanciasdepositadas
o disueltas por una misma cantidad de electricidad, son directamente
proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.
Por ejemplo, si la corriente eléctrica se hace pasar por una serie de celdas
electrolíticas que contienen distintas sustancias, la cantidad de electricidad
que circula a través de cada electrodo es la misma y las cantidades de
elementos liberados son proporcionales a sus respectivos pesos
equivalentes.

4QUÍMICA APLICADA
Como la cantidad de electricidad en Coulomb es igual al producto de la
intensidad de la corriente I en ampere por el tiempo t en segundos que ha
pasado la corriente, combinando las dos leyes resulta que la masa m de
material depositado o disuelto en cada electrodo será igual a lo siguiente:
𝑚 =
𝐼𝑡𝐴
𝐹 ∗ 𝑛
Donde:
I: ampere.
t: tiempo en segundos.
A: peso atómico.
F: Faraday.
n: valencia.
3.3. SIGNIFICADO DEL NÚMERO DE AVOGADRO EN LA ELECTRÓLISIS:
La carga delelectrón es 1.602x10-19: coulombabsolutosde electricidad.
Deaquí 96500/1.602x10-19=6.02x1023 quees el número de electronesen
1 Faraday.En otraspalabras,1 Faradaydeelectricidad estáasociado con un
número de Avogadro de partículas de carga unitaria, correspondiente a la
carga de un equivalente-gramo de sustancia, que serán electrones que les
falta si se trata de cationes o de electrones que les sobre en cada caso de
aniones.
Un Faraday es un número de Avogadro de electrones, de la misma manera
que 1 mol es número de Avogadro de moléculas. La determinación
experimental del valor del Faraday y la carga del electrón, proporcionó uno
de los mejores métodos para determinar el Número de Avogadro.

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IV. PRACTICA N° 01: CORROSIÓN DE ACERO BAJO GOTAS DE SOLUCIÓN
SALINA.
4.1. Objetivos:
 Mostrar como ocurre la corrosión del acero bajo una gota de solución
salina.
4.2. Materiales:
 Una placa pequeña de platina.
 Lijas: #80 hasta la #150.
 Solución salina con indicadores: 3 gr NaCl + 1gr de K3Fe(CN)6+10 gotas
de fenoltaleina, en 100 cm3 de agua destilada.
4.3. Procedimiento:
Desgastamos la placa de
platina usando las lijas
desde la #80 hasta la
#1500. Para remover la
patina, suciedad, oxido,
etc.
Ahora colocamos 3
gotas de solución salina
con indicadores sobre la
superficie limpia de la
placa de acero. No
dejamos que la solución
se expanda sobre la
superficie.

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Nota: la fenolftaleina es un indicar de pH, en presencia de un medio alcalino
(pH>7), cambia a un color rosado. El ferricianuro de potasio (K3Fe(CN)6), es un
indicador de iones de hierro en presencia de iones Fe2+ cambia a un color azul
oscuro.
4.4. Análisis de resultados:
Observamos que la gota de solución salina colocada sobre el acero se torna
de color azul por el borde color rosado y por el centro unas pequeñas líneas
de color negro; este se debe a que el color azul nos indica que se genera
iones ferrosos, la líneas negras nos indican la formación de herrumbre o
trióxido férrico. El color rosado se forma porque está actuando en
presencia de un medio alcalino.
Se utilizó esta solución salina porque el cloruro de sodio actúa como agente
corrosivo y hace que aparezcan los tipos de superficies ya mencionados.
4.5. Conclusiones:
 Se logró observar la corrosión del acero por influencia de la solución
salina.
4.6. Cuestionario:
a. ¿Dónde ocurre la corrosión? ¿Por qué no se observa alguna corrosión
en el borde de la gota?
La corrosión se da en el centro de la gota se puede observar mediante las
líneas negras que se forman.
Observamos el proceso
de corrosión sobre la
superficie del acero.

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V. PRACTICA N° 02: ELECTRODO MIXTO
5.1. Objetivos:
 Demostrar el comportamiento del hierro como electrodo mixto cuando
es sumergido en una solución de CuSO4, es decir poner en evidencia las
zonas anódicas y catódicas de un mismo metal.
5.2. Materiales:
 Una planchita de acero de bajo carbono.
 Vaso de precipitación de 200ml.
 Sulfato de cobre (CuSO4).
 Agua destilada.
5.3. Procedimiento:
Preparala solución
de sulfatode cobre
al 10% en el vaso
de precipitación.
Colocamos la planchita
de acero por espacio de
10 min en la solución de
CuSO4.

8QUÍMICA APLICADA
5.4. Datos obtenidos:
a. Reacciones químicas:
𝐹𝑒0
⇒ 𝐹𝑒2+
+ 2𝑒−
𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛
𝐶𝑢𝑆𝑂4 ⇒ 𝐶𝑢2+
+ 𝑆𝑂4
2−
𝐶𝑢2+
+ 2𝑒−
⇒ 𝐶𝑢0
𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛
Masa antes de sumergirlo : 108.475gr
Masa después de sumergirlo : 108.587gr
Tiempo sumergido : 10 min.
b. Calculamos la velocidad (V) con la siguiente formula:
𝑽 =
𝒎
𝒕
Donde:
𝑚 = 𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑡 = 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜
Observamos la deposición de
cobre sobre el hierro.

9QUÍMICA APLICADA
Reemplazando datos tenemos:
𝑉 =
108.475
10
= 𝟏𝟎. 𝟖𝟓
𝒈𝒓
𝒎𝒊𝒏
c. Cálculo de la intensidad (I):
𝑰 =
𝑽 ∗ 𝑭 ∗ 𝒏
𝑨
Donde:
𝑉 = 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑
𝐹 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝐹𝑎𝑟𝑎𝑑𝑎𝑦
𝑛 = 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠
𝐴 = 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑜.
Reemplazando datos tenemos:
𝑰 =
10.85 ∗ 96500 ∗ 2
63.546
= 𝟑𝟐𝟗𝟓𝟑. 𝟐𝟗𝑨
5.5. Análisis de resultados:
En este experimento se ha observado como hay una formación de cobre
sobre la placa de hierro lo cual nos demuestra que la placa actúa como
cátodo para la deposición del cobre y como ánodo para la corrosión del
hierro
5.6. Conclusión
La deposición de cobre sobre la placa de hierro nos indica la presencia de
reacciones anódicas y catódicas sobre la placa de hierro, a lo cual llamamos
electrodo mixto.
5.7. Cuestionario:
a. De acuerdo al experimento realizado ¿Por qué se dice que la placa
de hierro en la solución CuSO4 actúa como electrodo mixto?
Se le llama electrodo mixto cuando se da la reacción anódica y catódica
a la vez en el mismo material que en este caso en la placa de hierro.

10QUÍMICA APLICADA
b. ¿Cómo se comporta la placa de hierro y que reacciones están
ocurriendo sobre ellas?
Laplaca dehierro secomportacomo cátodo parala deposicióndel cobre
y como ánodo para la corrosión del hierro. El hierro de oxida y el cobre
se reduce.
c. De acuerdo al arreglo dado en la figura que potencial es el medido
por el voltímetro ¿Por qué?
El voltímetro lee el potencial del cobre, porque el cobre se reduce y
funciona como catado.
VI. APLICACIONES ELECTROQUIMICAS EN LA INGENIERIA:
6.1. Aplicaciones electroquímicas al tratamiento de aguas Aplicaciones
electroquímicas residuales:
 Presenta los fundamentos de la electroquímica ambiental, una
nueva área de la ciencia que incluye conocimientos de
electroquímica, ingeniería química y ciencia de materiales, así
como las aplicaciones específicas para remediar el ambiente.
 Describe los principales parámetros fisicoquímicos y biológicos
que se emplean para definir la calidad del agua.
 Aborda los procesos como coagulación-floculación,
electroflotación, reacción de electro-fenton, electrooxidación y
electrogeneración de peróxido de hidrógeno.
 Analiza las celdas de laboratorio y los reactores industriales con
la finalidad de obtener transformaciones eficientes, y se centra
especialmente en el diseño y caracterización de los reactores
electroquímicos.
 Trata de forma especial la remoción de Cr(VI), un metal pesado
muy tóxico para el ambiente que no puede ser eliminado
mediante procedimientos convencionales.
 Presenta los avances recientes en métodos electroquímicos, así
como el uso de sensores electroquímicos para detectar
contaminantes en el agua.

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6.2. Almacenamiento -Generación de energía eléctrica
Las baterías consisten en dos electrodos metálicos sumergidos en un
líquido, sólido o pasta electrolítica. Cuando los electrodosreaccionancon
el electrolito, en el ánodo se producen electrones (oxidación), y en el
cátodo se produce un defecto de electrones (reducción). Cuando los
electrones pasan del ánodo hacia el cátodo a través de un conductor
externo a la pila se produce una corriente eléctrica. Este proceso ocurre
espontáneamente, de lo contrario; cuando ya no genera electricidad, se
hallegado a unequilibrio electroquímico; esnecesario entonces recargar
la batería (proceso no espontáneo). El caso de generación de energía es
tema de bastantes investigaciones.
6.3. Vehículos funcionando vía fuentes de energía electroquímica:
Se evita el desprendimiento de CO2 a la atmósfera.
VII.BIBLIOGRAFIA:
 http://www.siea.uaemex.mx/siestudiosa/FrmEditorial/2014/L_513_6.pdf.
 AGUADO ALONSO, José. “Tratamiento electroquímico de aguas residuales”.
Departamento dequímica analítica e Ingeniería Química–Universidad de
Alcalá. [En línea] consultado 6 de marzo de 2012 <
http://www.madrimasd.org/blogs/remtavares/2010/09/17/131491>
 http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Unidad1_20815.pdf

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