Sistemas de Protección Catódica (día 1)

PROGRAMA GENERAL DEL CURSO
DÍA 1
Fundamentos de corrosión.
Corrosión galvánica
Fundamentos de Protección Catódica
DÍA 2
Tipos de Sistemas de Protección Catódica
Principios y consideraciones de diseño
Ánodos y Fuentes de Corriente
Proceso de selección de un Sistema de Protección Catódica
DÍA 3
Inspección y Medición de Sistemas de Protección Catódica
Accesorios, Herramientas y electrodos de referencia

Es la degradación de un material mediante
su interacción con su entorno o medio
ambiente.
La corrosión ocurre de manera espontánea
en todo tipo de materiales de origen artificial
(metales, plásticos o cerámicos).
¿Qué es la corrosió n?
Fuente: A.W. Peabody. Control of pipeline Corrosion. 2da Edición (2001)

La corrosión es el deterioro de un material,
generalmente un metal, que resulta de una
reacción química o electroquímica con su
entorno.
¿Qué es la corrosió n?
Fuente: NACE SP0169 (2013)
metalmetal
1

¿Cuánto cuesta
la corrosió n?

Los costos anuales totales por corrosión:
Solo en EEUU ascienden a más de un billón (1,1 MMMM) U$D al año,
representando 6,2% del PIB de ese país.
COSTOS POR CORROSIÓN
Corrosión =Corrosión = Problema económicoProblema económico
La corrosión afecta a nuestra sociedad en su día a día, causando la
degradación y el daño a los aparatos domésticos, automóviles, aviones,
puentes de carreteras, producción de energía y sistemas de distribución,
industrias y mucho más
Fuente: G2MT Laboratories (http://www.g2mtlabs.com/corrosion/cost-of-corrosion)

Costos
Indirectos
Pérdida de productividad debido a las
interrupciones, retrasos, fracasos y litigios.
Costos
Directos
Selección de material
Tolerancia de corrosión
Tecnologías de protección (recubrimientos,
pinturas, selladores, inhibidores, protección
catódica, etc)
Prevención de la corrosión, incluyendo la
mano de obra, equipos, gastos generales,
etc.
Gestión de
la corrosión
Inspección
Mantenimiento
Reparaciones
Sustitución de piezas
Diseño,
manufactura y
construcción
2

Fuente: “Corrosion Costs and Preventive Strategies in the United States”
PUBLICATION Nº. FHWA-RD-01-156. NACE 2016

(Año 2012)
(Año 1975 - 1,8% PIB)
(Año 1973 - 1,8% PIB)
(Año 1969 - 2% PIB)
(Año 1969 - 3% PIB)
(Año 1969 - 3,5% PIB)
(Año 1960)
(Año 1965)
(Año 1964)

El 25% de la producción mundial de acero, lo cual representa
aproximadamente 150 MMT/año = 5 T/seg. es destruida por la
corrosión.

 Perdidas Irreversibles de material
 Perdida de funcionalidad del material
 Causa de daños a terceros, lo que implica riesgos a la seguridad
masiva.
 Trastornos en la calidad de vida
 Perdidas económicas. Hasta 3 y 4% del PIB de las principales
economías.
“En la primera guerra mundial la marina inglesa perdió más barcos debido a la
corrosión que por la acción del enemigo”
 Perturbaciones secundarias por contaminación con óxidos
Tomando las previsiones necesarias se puedenTomando las previsiones necesarias se pueden
reducir las consecuencias hasta un 30%reducir las consecuencias hasta un 30%  SPCSPC

3
CONSECUENCIAS DE LA CORROSIÓN
EN TUBERÍAS

CONSECUENCIAS DE LA CORROSION
EN UN PUENTE (INFRAESTRUCTURA VIAL)
2

CONSECUENCIAS DE LA CORROSIÓN
EN VEHÍCULOS
4

Fuente: http://www.nace.org/cstm/Technical/Directory/Committee.aspx

Fuente: Hanbook of CATHODIC CORROSIÓN PROTECTION. W. Von Baeckmann
(alquitrán)(pulimento)
(aglutinante) (cera, bitumen, barniz) (brea y resina) (asfalto, laca, linaza, goma laca) (aceite de trementina)
1300
AC
HISTORIA

1300 AC un antiguo pueblo
llamado los hititas en la regió n
central de la península de
Anatolia ya conocían y
fabricaban sus herramientas con
hierro.
HISTORIA

Aproximadamente 100 añ os después,
hacia el 1200 AC los griegos,
también conocían el hierro.
HISTORIA

1300
AC400
AC
HISTORIA

Platón ya definía a la
herrumbre como una
especie de tierra que
resultaba de la
descomposición de los
metales, unos 400 años AC
HISTORIA

1300
AC400
AC
s. XIII
HISTORIA
STEEL

A principios del sigloA principios del siglo XIIIXIII los hombreslos hombres
aprendieron a fundir el hierro y combinarlo conaprendieron a fundir el hierro y combinarlo con
carbón para producircarbón para producir aceroacero
HISTORIA

1300
AC400
AC
s. XV – s. XVIs. XIII
HISTORIA

Georg Bauer (Gregorius Agricola) científico alemán que vivió entre los
siglos XV al XVI, y considerado el fundador de la mineralogía y la
geología, mantenía 2000 añ os después de Plató n una opinió n similar
llamándola “iron rust” (ferrugo o rubigo) como una secreció n del
metal de hierro en su tratado de mineralogía “de natura fossilium”
HISTORIA

Corrosion Protetion
1300
AC400
AC
1824
HISTORIA

HISTORIA
Sir Humphry Davy
1778 - 1829
Químico inglés. se le considera el
fundador de la electroquímica, junto
con Volta y Faraday.
El barco de guerra Sammarang fue la
primera nave con protección catódica de
su revestimiento de cobre ,con ánodos
de fundición de hierro, que cubrían
apenas el 1,2% de la superficie de la obra
viva, cubrío una ruta desde inglaterra
hasta Canadá entre 1824-1825
A la solicitud de la marina de
guerra real, D. Humphry ideó la
técnica de protección catódica
para proteger el metal del casco
de los barcos, de la corrosión,
aprovechando el fenómeno de
comportamiento galvánico
entre los metales.
La misma técnica base que se
sigue utilizando hoy en día.
Los elementos de los sistemas
de protección actuales utilizan
aleaciones para ánodos más
mucho mejores que las
conocidas entonces, entre otros
accesorios y estándares.
1

Corrosion Protetion
1300
AC400
AC
1824
HISTORIA
1855

HISTORIA
La producción moderna de acero
emplea altos hornos que son modelos
perfeccionados de los usados
antiguamente. El proceso de refinado
del arrabio mediante chorros de aire se
debe al inventor británico Henry
Bessemer, que en 1855 desarrolló
el horno o convertidor que lleva su
nombre. Desde la década de 1960
funcionan varios mini-hornos que
emplean electricidad para producir
acero a partir de chatarra. Sin embargo,
las grandes instalaciones de altos
hornos continúan siendo esenciales
para producir acero a partir de mineral
de hierro.

¿Có mo ocurre
la corrosió n?

 La mayoría de los entornos son corrosivos en cierto grado
 por lo que la corrosión no puede evitarse completamente
 Sin embargo, puede ser controlada de una manera relativamente
económica y segura.
LA CORROSIÓN

El control e identificación de los procesos
de corrosión se entiende con mayor
facilidad como ocurre en los metales,
considerando los factores que tienden a
incrementar o reducir la velocidad de
corrosión en los mismos.
LA CORROSIÓN

TRIÁNGULO DE LA CORROSIÓN
CORROSIÓN
Electrólito
Metal anódico Metal catódico
Contacto eléctrico
4

ELEMENTOS DE UNA CELDA DE CORROSIÓN :
ÁNODO: Es el electrodo menos noble, es el que sufre la corrosión. Es
el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa
hacia el electrolito. Es la zona en la superficie metálica donde ocurre la
oxidación.
CÁTODO: El cátodo es el electrodo más noble, donde los electrones
(generados en el ánodo) son consumidos. La reducción ocurre en el
cátodo.
ELECTRÓLITO: (Medio corrosivo) Medio en el cual se encuentran el
ánodo y el cátodo. Sustancia química o mezcla, usualmente líquida o
sólida, que contiene iones que migran en un campo eléctrico.
El ánodo y el cátodo tienen diferentes poténciales, creando una
diferencia de voltaje entre ambos.
La diferencia de potencial es la fuerza impulsora del proceso de
corrosión.
ÁNODO
CÁTODO
ELECTRÓLITO

Electrolito
CátodoÁnodo
Conductor eléctrico
Flujo de electrones
ionesiones ++
ionesiones --
Conductor eléctrico: conecta el cátodo con el ánodo y permite a los
electrones generados en el ánodo moverse hasta el cátodo.
Electrolito:
conduce iones en vez de
corriente eléctrica. La
mayoría de los electrolitos
son base agua y contienen
iones (partículas de materia
que llevan una carga positiva
y una negativa).
Aniones = iones con carga negativa (-)
Cationes = iones con carga positiva (+)
CELDA DE CORROSIÓN :

La corrosión en condiciones ambientales normales es un proceso
electroquímico (también llamado corrosión galvánica).
El proceso consiste en la trasferencia de iones y electrones a través de
una superficie. Esta transferencia de electrones implica la generación de
una corriente.
Corrosió n: proceso electroquímico:
ánodoánodo cátodocátodo
Flujo de electrones e-Flujo de electrones e-
electrolitoelectrolito
MM ↔↔ Mn+ + ne-Mn+ + ne- Mn+ + ne-Mn+ + ne- ↔↔ MM
Los metales se corroen a
través de la aparición
simultánea de reacciones
de oxidación y reducción.
Las reacciones de oxidación (ánodo) producen electrones y ponen
iones en solución.
Las rreacciones de reducción (cátodo) consumen los electrones
producidos por reacciones de oxidación.

La extensión de la corrosión resultante depende del desarrollo de
los siguientes factores:
La diferencia de potencial entre
los dos metales
La naturaleza del ambiente.
El comportamiento de
polarización de los metales y sus
aleaciones.
La relación de geometría de los
componentes.
La tendencia del metal a corroerse en una celda galvánica es
determinado por su posición en la “serie galvánica” (o serie
electroquímica).
Un metal tiende a corroerse cuando se conecta a un metal más
catódico o noble que el (por encima en la serie galvánica).
Corrosió n Galvánica
LA CORROSIÓN GALVÁNICA es la acció n electroquímica de
dos metales diferentes (tanto en composició n química, tratamiento
térmico, sistemas de recubrimiento o pintura en cada material, etc),
que están en contacto mediante un conductor eléctrico y en presencia
de un medio corrosivo.
LA CORROSIÓN GALVÁNICA es la acció n electroquímica de
dos metales diferentes (tanto en composició n química, tratamiento
térmico, sistemas de recubrimiento o pintura en cada material, etc),
que están en contacto mediante un conductor eléctrico y en presencia
de un medio corrosivo.
1

CORROSIÓN GALVÁNICA
(MICROCELDAS DE CORROSIÓN)
5

Serie
Galvánica
Catódicos
Anódicos
Aceros inoxidables
Bronces y latones
Hierro y acero

Potenciales de electrodo
reversibles
Reacciones de la disolución
reducción de oxígeno
desprendimiento de hidrógeno
Factores geométricos
área
Distancia
Posición
Forma
orientación
FACTORES QUE INTERVIENEN EN LA CORROSIÓN GALVÁNICA DE UN PAR BIMETÁLICO
Efectos ambientales
formas de humedad
ciclo húmedo / seco
la radiación solar
variaciones climáticas
estacionales
Factores metalúrgicos
aleación
tratamiento térmico
trabajo mecánico
Condiciones de la superficie
tratamiento de la superficie
película pasiva
productos de corrosión
Propiedades del electrolito
especies iónicas
pH
conductividad
temperatura
volumen
velocidad de flujo
Electrólit
o
ÁnodoÁnodo CátodoCátodoÁnodoÁnodo CátodoCátodo
Electrólit
o
Fuente: UHLIG’S CORROSION HANDBOOK. 2000

7
EFECTO GALVANICO COMO PRINCIPIO
DE PROTECCIÓN CATÓDICA

DIAGRAMAS DE
POURBAIXConocidos como diagramas de Pontencial vs pH, son representaciones
gráficas de la estabilidad de un metal y sus productos de corrosión en función
del potencial y el pH (acidez o alcalinidad) de la solución acuosa.
El metal permanece en forma metálica
El metal
pasa a
una
forma
iónica.
El metal forma capas de
productos con el Oxígeno y el
Hidrógeno, que podrían inhibir
el proceso corrosivo.
-0,85
-1,10
2H+
= H2 + 2e-
Fe2O3
Fe3O4
Fe
Fe2+
Fe3+
H2
Si el pH disminuye,
aumenta la concentración
de los iones H+
entonces
aumenta la corrosión
Si el pH disminuye,
aumenta la concentración
de los iones H+
entonces
aumenta la corrosión
CORROSIÓN
1

Utilidad de los diagramas de
POURBAIX Para predecir la dirección espontánea de reacciones,
 Estimar la estabilidad y la composición de los productos de corrosión.
 Predecir los cambios ambientales que eviten o reduzcan la corrosión.
Aplicando una corriente catódica, el potencial del espécimen de acero
se desplazará en la dirección negativa, hacia la zona de inmunidad, en
la cual el metal, termodinámicamente, se encuentra estable (no se
puede corroer).
La PROTECCIÓN CATÓDICA, en este sentido, es un tipo
de protección (electroquímica) contra la corrosión, en la
cual el potencial del electrodo del metal en cuestión se
desplaza en la dirección negativa.
Entonces, 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.
Limitaciones del diagrama de POURBAIX
 No considera la cinética de las reacciones (la formació n
de só lidos metaestables que disminuyen las velocidades
de reacció n en la corrosió n y la pasivació n), solo
parámetros idealizados en base a condiciones
establecidas.
 Tampoco considera las impurezas presentes que
también cambian los potenciales reacció n, y modifican
las reacciones con los iones Cl-
y SO-2
4, entre otros.
 No muestran la interdependencia del pH y la Temperatura.
1

NOCIONES BÁSICAS
La electricidad se produce cuando los electrones se liberan de sus
átomos.
-
-
-
-
-
-
- -
-
-
-
-
-
-
--
-
Se suelta fácilmente el electrón
de la capa exterior del átomo
moviéndose en todo el metal
sólido de cobre.
Se suelta fácilmente el electrón
de la capa exterior del átomo
moviéndose en todo el metal
sólido de cobre.
-
- -
- -
- -
Átomo de cobre: 29
protones, 35 neutrones y
29 electrones. Cuyo único
electrón de la capa externa
(o de valencia) esta
débilmente sujeto
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
+
+
+
+
+
+
+ + + +
++
+
+
++
+
+
+
+
+
+
+
+
++
+
+
-
1

La corriente o intensidad eléctrica es el flujo de carga por unidad de
tiempo que recorre un material. Se debe al movimiento de
los electrones en el interior del material. Se mide en:
1 Ampere = 1 Culombio/segundo = 6,28x1018
electrones/segundo
El flujo de la carga puede trasladarse por medio de electrones (corriente
eléctrica) o por iones (corriente iónica). El flujo de corriente en metales se
da a través de un flujo de electrones.
Un electrolito es una sustancia que conduce corriente por flujo iónico.
La conductividad depende de la estructura atómica y molecular del material.
-
NOCIONES BÁSICAS
- ---- ---- ----

NOCIONES BÁSICAS
Voltios (VV) = Joules (JJ)/Culombios (QQ)
El voltaje es el diferencial de potencial eléctrico entre dos puntos (∆E),
al establecer un contacto del flujo de electrones ocurre una
transferencia de energía de un punto al otro, debido a que los
electrones (de carga negativa) son atraídos por protones (con carga
positiva), y a su vez, que los electrones son repelidos entre sí por
contar con la misma carga.
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
+
+
+
+ +
+
+e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
+
+
+
+
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
JJ
es la unidad derivada del Sistema
Internacional utilizada para medir
energía, trabajo y calor. Como
unidad de trabajo, el joule se define
como la cantidad de trabajo realizado
por una fuerza constante de un
newton para desplazar una masa de
un kilogramo, un metro de longitud en
la misma dirección de la fuerza.
es la unidad derivada del Sistema
Internacional utilizada para medir
energía, trabajo y calor. Como
unidad de trabajo, el joule se define
como la cantidad de trabajo realizado
por una fuerza constante de un
newton para desplazar una masa de
un kilogramo, un metro de longitud en
la misma dirección de la fuerza.
Fuerza
1 N = Kg m/s2
F = m.a
Trabajo
1 J = 1N x m = Kg m2
/s2
W = F.d
6

NOCIONES BÁSICAS
La resistencia es la medición de la propiedad de los cuerpos de
conducir y oponerse al paso de la corriente eléctrica, es decir, es la
habilidad de una sustancia para oponerse al flujo de corriente que
pasa por ella.
 El comportamiento de la
materia se relaciona
directamente por la forma en
que interactúa con la
energía.
 La resistencia de un material
macroscópico también
dependerá de su geometría.
Ley deLey de OhmOhm: Resistencia (ΩΩ) = Voltaje(VV) / Intensidad de corriente(AA)
R = ρ L
S
S
(área sección
transversal)
L (Longitud)
ρρ ((Resistividad))
El ohm se define como la resistencia
que ofrece al paso de la corriente
eléctrica una columna de mercurio
(Hg) de 106,3 cm de alto, con una
sección transversal de 1 mm2
, a una
temperatura de 0o
Celsius.
El ohm se define como la resistencia
que ofrece al paso de la corriente
eléctrica una columna de mercurio
(Hg) de 106,3 cm de alto, con una
sección transversal de 1 mm2
, a una
temperatura de 0o
Celsius.
ΩΩ
3

V
R1 R2 R3
V3
R1
R2
R3
I I
I I
I1
I2
I3
V
R
V = V1+V2+V3
R = R1+R2+R3
I = I1+I2+I3
1 1 1 1
R R1 R2 R3
= + +
V1 V2
2
NOCIONES BÁSICAS

De acuerdo a su resistencia, los materiales se clasifican en:
Conductores de primer ordenConductores de primer orden
Ofrecen poca oposición al intercambio de electrones portadores de la
carga, sin transferencia substancial de masa.
La mayoría de los metales, el grafito y algunos óxidos son conductores.
Su conductividad decrece cuando aumenta la temperatura.
Conductores de segundo ordenConductores de segundo orden
Poseen conductancia iónica o electrolítica, y los portadores de la carga son
los iones, en estos ocurre transferencia de masa asociada con la
conductividad.
Las soluciones acuosas con sales disueltas, los suelos y las sales iónicas
son algunos ejemplos.
Su conductividad aumenta cuando se incrementa la temperatura.
NOCIONES BÁSICAS

Conductores mixtos o de tercer ordenConductores mixtos o de tercer orden [semiconductores][semiconductores]
Poseen tanto conductancia iónica como eléctrica. Por lo general predomina
el carácter eléctrico.
La mayoría de los óxidos metálicos (NiO, ZnO), el agua de mar, el silicio, el
germanio, compuesto de galio y arsénico.
Su conductividad es demasiado baja en general, pero aumenta
rápidamente con la temperatura. (bajo ciertas condiciones son
conductores, o actúan como aislantes).
AislantesAislantes
no permiten el paso de electrones
Los mejores aislantes eléctricos son el teflón, el cuarzo, la parafina, el aire,
el azufre, el hule, el carbono en forma de diamante, el vidrio y el agua sin
iones.
NOCIONES BÁSICAS

CELDA ELECTROQUÍ MICA
Modelo de celda
Puente salino NaPuente salino Na22SOSO44
Barra de Cu
Barra de Zn
Electrólito ZnSO4 Electrólito CuSO4
Tapones
porosos
4

+
Modelo de celda
ZnZn+2+2
NaNa++
CuCu+2+2
NaNa++
SOSO44
-2-2
SOSO44
-2-2
SOSO44
-2-2
-
ee--
ee--
- +
- +
+ -
+ --+
- +
-+
- +
-+
- +
-
+
- +
-
+
- +
-
+
-+
-
+
-+
-+
-+
-+
-+
- +
-+
-
+
-+
-
+
-+
-
+
-+
-
+
-+
-
+
-+
-
+
-+
-
+
-+
-
+
-+
- +
ZnZn ↔↔ ZnZn+2+2
+ 2+ 2ee-- CuCu+2+2
+ 2+ 2ee--
↔↔ CuCu
Zn/ZnZn/Zn+2+2 ||||
CuCu+2+2
/Cu/Cu
1
CELDA ELECTROQUÍ MICA

Si la celda electroquímica produce energía eléctrica, causada por el
consumo de energía química, se dice que tenemos una
celda galvánica o pila.
En cambio, si la celda electroquímica consume corriente de una fuente de
corriente externa, almacenando como consecuencia energía química, se
dice que tenemos una
celda electrolítica.
Una celda de corrosión es una celda o pila galvánica en la cual las
reacciones electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión
LaLa celda electroquímicacelda electroquímica es un sistema o arreglo mediante el cual laes un sistema o arreglo mediante el cual la
energía se manifiesta en la forma de electricidad a raíz de reaccionesenergía se manifiesta en la forma de electricidad a raíz de reacciones
químicas espontáneas o viceversa, la energía eléctrica originaquímicas espontáneas o viceversa, la energía eléctrica origina
reacciones químicas no espontáneas.reacciones químicas no espontáneas.
NOCIONES BÁSICAS

Para la notación de los dos electrodos en una celda electroquímica (galvánica
o electrolítica) son válidas las siguientes definiciones generales:
El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva
pasa hacia el electrolito.
El cátodo es el electrodo en el cual entra la corriente positiva proveniente
del electrolito.
La reacción anódica es una oxidación
la reacción catódica una reducción.
Los aniones (iones negativos) migran hacia el ánodo
los cationes (iones positivos) hacia el cátodo.
ELEMENTOS DE UNA CELDA ELECTROQUÍ MIC
ZnZn ↔↔ ZnZn+2+2
+ 2+ 2ee--
CuCu+2+2
+ 2+ 2ee--
↔↔ CuCu
SOSO44
-2-2
CuCu+2+2
, Zn, Zn+2+2
, Na, Na++

Es la máxima diferencia de potencial entre dos electrodos de una
celda galvánica, cuya medida es entonces la fuerza directriz de las
reacciones de la celda y que determinan el trabajo que realiza como
generador de energía.
El consumo de energía química se manifiesta como energía eléctrica y
se mide como sabemos en Voltios.
FUERZA ELECTROMOTRIZ (fem)
En otro orden de ideas la fem depende de:
Potencial de oxidación
(semireacción de oxidación donde el ÁNODO
pierde electrones
Potencial de reducción
(semireacción de reducción donde el CÁTODO
gana electrones)

Electrolito
Ánodo
Electrodo de
referencia
Ea
Solución acuosa
aniones y
cationes
Solución acuosa
aniones y
cationes
Ea0
Potencial
Corriente
(-V)
(A)
Relación entre el potencial y la corriente
FUNDAMENTO DE LA PROTECCIÓN CATÓDICA
Potencial del ánodo
2

Electrolito
Cátodo
Ec
Solución acuosa
aniones y
cationes
Solución acuosa
aniones y
cationes
Ec0
Electrodo de
referencia
Potencial
Corriente
(-V)
(A)
Ea0
Ánodo
Electrodo de
referencia
Ea
Potencial del cátodo

Electrolito
Ánodo Cátodo
Electrodo de
referencia
EcEa
corriente
Variador
Resistencia (Ω)
Ec
Potencial
Corriente
(-V)
(A)
Ea0
Ec0
corriente
corriente
corriente
corriente
corriente
corriente
corriente
corriente
corriente
corriente
corriente
Ea
e-
e-
e-
ic
ia
ia
Ecorr
corriente
de corrosión
Polarización
Donde la resistencia = 0
Y la corriente que sale del
cátodo se iguala a la corriente
que entra al ánodo
Polarización
Donde la resistencia = 0
Y la corriente que sale del
cátodo se iguala a la corriente
que entra al ánodo
Conexión ánodo – cátodo (potencial natural)
4

+ -
Electrolito
Cátodo
Ec
Potencial
Corriente
(-V)
(A)
Ea0
Ec0
Ea
Ánodo
Protección Cátodica
corriente
protección
+ -
corriente
protección
Fuente CD
corriente
corriente
ic
ia
corriente
protección
ic
ip
ia ip
corriente
Protección
parcial
Conexión ánodo – cátodo (potencial impreso)
3

Diagrama de Evans
Potencial
(Log)Corriente
(-V)
(A)
Ea0
Ec0
Ea
Ec
corriente
decorrosión
corriente
deproteccióntotal
corriente
protecciónparcial
ic
ia ip
Ecorr
Ic = ia + ip
Ia = 0
Entonces:
ic = ip y Ec = Ea0
Ic = ia + ip
Ia = 0
Entonces:
ic = ip y Ec = Ea0
1

Ec
Potencial
Corriente
(-V)
(A)
CONTROL ANÓDICO
Ea
icorr ip
Potencial
Corriente
(-V)
(A)
Ea
Ec
CONTROL CATÓDICO
Ecorr
i ∆Ea poca
∆Ec mucha
∆Ea poca
∆Ec mucha
Ecorr
icorr ip
i ∆Ec poca
∆Ea mucha
∆Ec poca
∆Ea mucha
∆ ∆
9

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