corrosion ingenieria
Post on 09-Dec-2015
244 Views
Preview:
DESCRIPTION
TRANSCRIPT
CORROSIÓN
Fundamento características según tipos y diagramas asociados; y Técnicas de protección
1
Corrosión MEDIO MECANISMO
MATERIALES
Económico
•Acero
•Cu
•Zn
•Al
•Hormigón
•Cemento
•Otros.
• La selección de un material depende de diversos factores incluyendo su resistencia a la corrosión.
FUNDAMENTOS
¿PORQUÉ EXISTE LA CORROSIÓN?
La corrosión puede ser definida como la
destrucción y deterioro de un material por
efecto de reacciones del medio ambiente.
Mina
Molienda
Reducción
Refinación
Fundición
Laminado
Conformado
Placa
Carrocería de
automóvil
(atmósfera)
Tubería sumergida
(suelo y agua)
Mineral
de hierro
Tuber
ía
Orín
(óxido hidratado de
hierro)
IMPACTO DE LA CORROSIÓN
Plantas industriales U$500 mil /anuales pintado de acero.
Perú se cifran alrededor del 8 % de PNB.
La OEA(Programa Regional Desarrollo Científico y Tecnológico) los perjuicios causados por la corrosión equivalen del 1.5 al 3.5% del Producto Nacional Bruto en numerosos países.
5
PERDIDAS DIRECTAS E INDIRECTAS
Directas: Reparaciones y sustituciones de equipos deteriorados.
Ejemplo: Uso de materiales más resistentes a la corrosión y el sobredimensionamiento de piezas en previsión de la pérdida de espesor.
6
INDIRECTAS: Derivadas a los fallos debidos a la corrosión, como la falta de producción por paradas no planificadas o las responsabilidades por daños en accidentes.
MICROBIOLOGICA
Se estima que el 20-30 % de los casos de corrosión son causados por microorganismos.
Las pérdidas económicas han sido calculadas en 60 billones de dólares /año, solo en EEUU.
La corrosión influenciada microbiológicamente de cañerías y equipamientos es afectada por factores biológicos, químicos, metalúrgicos y operacionales.
La biocorrosión de las superficies metálicas ( MIC) es causada por procesos biológicos y electroquímicos que ocurren en la superficie de los metales mediante la participación de microorganismos adheridos a las superficies de los metales a través de formaciones denominadas biofilms. 7
¿COMO ABORDAR EL PROBLEMA?
Conocer los principios básicos del fenómeno. Acuoso, electroquímico, Termodinámico, Cinético. ¿Cómo la medimos? Curvas potenciostaticas, Eºcorr., Icorr Mdd= miligramo*decimetro2 dia. Mpy= mm*año LEY DE FARADAY, etc.
¿Con que lo medimos? Amperímetros/volmetros. Electrodos de referencia: Hº, Plata/cloruro plata. Cu,
Zn , calomel. MEDIO Terreno, Agua , ambiente.
¿Y AHORA?
¿Como luchar contra la corrosión?
Cortar el contacto eléctrico
Modificar el Electrolito.
Barrera (recubrimiento, pintura, metalizado, galvanizado)
Buscar otra victima( corriente impresa, ánodo sacrificio)
Otros
MECANISMO BASICO DE LA
CORROSION
Anodo
Cátodo
222
2
HeH
eFeFe
ALGUNOS EJEMPLOS
15
CLASIFICACIÓN DE LOS PROCESOS DE CORROSIÓN
El
Medio
FORMA
El
Ambiente
16
CLASIFICACIÓN DE LOS PROCESOS DE CORROSIÓN
Según
El
medio
Corrosión Química
Corrosión Electroquímica
17
SEGÚN EL MEDIO
Corrosión química
Medio de transporte no iónico
18
SEGÚN EL MEDIO
Corrosión química: Se presenta en todos aquellos casos en que el metal reacciona con un medio no-iónico.
Ejemplo: Oxidación en aire a altas temperaturas (Corrosión seca).Horno de TT
19
SEGÚN EL MEDIO
Corrosión electroquímica
Medio de transporte iónico
20
SEGÚN EL MEDIO
Corrosión electroquímica: implica la existencia de un electrolito.
Ejemplo : Aceros de muelles sumergidos en agua de mar.(corrosión húmeda). Interacción Iónica.
Breve definición……
ELECTROQUÍMICA , es aquella parte De la química que estudia todos los Fenómenos y consecuencias de la
Interacción entre partículas o superficies Cargadas eléctricamente
“Todos los procesos de Corrosión Son de naturaleza REDOX”
REACCIONES ELECTROQUIMICAS
Es la reacción parcial en el que un átomo, ion o
molécula, pierde electrones.
OXIDACION
eFeFe 2
Es reductor la sustancia que cede electrones.
REDUCCION Es la reacción parcial en que un átomo, un ion,
o una molécula gana electrones
)(222
122
OHeOHO
Es oxidante la sustancia que acepta electrones
REACCIONES QUIMICAS Y ELECTROQUIMICAS
DE CORROSION
REACCIONES QUIMICAS
Ejemplo de reacciones químicas, en ellas participan, moléculas, iones.
)(2
)(32)(2)(2
)(2
)(2
)(2)(2)(2
2
)()(2
2
g
o
aqlg
S
l
ggg
HFeHFe
COHOHCO
OHFeOHFe
OHHOH
OHOH
En toda reacción química la relación entre las
concentraciones de los reactantes y los
productos en equilibrio es constante
3
2
22
4 5458 FeOHMnFeHMnO
La constante de equilibrio será:
a temperatura constante.
528
4
532
FeHMnO
FeMnK
CONDICIONES DE EQUILIBRIO QUIMICO
El cambio de energía libre de una reacción
química viene dada por la siguiente ecuación.
KRTGG O ln
∆Go = Energía libre a 1 atm. y 25ºC
R= 2 cal = 1,9872 cal
T= 273 + 25ºC
Para la reacción anterior
528
4
532
lnFeHMnO
FeMnRTGG O
CONDICIONES DE EQUILIBRIO ELECTROQUIMICO
La factibilidad de que una reacción electroquímica
ocurra viene dado por la relación:
nFEμγG ii
La energía libre mide la tendencia a realizarse la
reacción química, pues cuando mayor sea su
energía libre, mayor será dicha tendencia.
En las siguientes reacciones de oxidación
tenemos:
caloriasGOHAuOOHAu
caloriasGOHFeOOHFe
caloriasGOHMgOOHMg
700.15)(2
3
2
3
630.66)(
630.150)(
32
22
22
La tendencia a la oxidación del Mg y del Fe es bastante
elevada, pero cuando la energía libre del proceso de
oxidación es muy baja como ocurre en el Au, para el
cual G es incluso positiva, puede asegurarse que no
tendrá lugar la reacción. Cuando mayor sea la energía
libre , mayor será la tendencia a la oxidación.
En nuestro caso la tendencia a la oxidación de un
metal puede expresarse también en función de la
fuerza electromotriz de una pila de corrosión. Puesto
que la energía eléctrica viene expresada en Julios
(Voltios*Coulombios) la energía libre del proceso será:
nFEG
Donde: n= número de electrones que se transfieren F= constante de Faraday =96500 (Coulomb/eq. gramo) F= 23063 (Cal/volt eq. gramo) E= Potencial del electrodo en el sistema electroquímico
Luego cuando mayor es la f.e.m. mayor será la
tendencia a realizarse la reacción que tiene lugar en la
pila
DEDUCCIÓN DE LA LEY DE NERNST
Comparando las reacciones
KnF
RTεε
KnF
RT
nF
G
nF
G
nFKRTGG
nFEG
o
O
O
ln3,2
ln3,2
:/ln3,2
R= 8,314 Julios/mol ºC
F= 96500 Coulomb/ equivalente
T=298ºC
Kn
o ln0592,0
lmolductor
lmoloxidanteo
/)(Re
/)(ln
2
0592,0
[Ox.] y [Red.] = mol/l de los cuerpos que intervienen en
el equilibrio de los miembros de la igualdad química
eZnZn 2
lmolZnlmolZn
lmolZno
/log/
/log
La ecuación de Nerst nos dice a Tº constante, el
potencial electrónico depende del log de la
concentración iónica (actividad iónica de la solución)
o= es el potencial que toma el metal cuando se haya
sumergido en una disolución normal de sus iones (K=0)
PILA DE DANIELL
La fem de una pila es la suma algebraica de los potenciales particulares de
dos electrodos o semi-elementos. Un alambre de cobre sumergido en una
disolución de sulfato de cobre constituye un semi-elemento, otro de Zn
sumergido en una disolución formará un electrodo de Zn.
Las reacciones que tienen lugar son:
y los potenciales particulares de cada electrodo tendrán por
expresión:
eCuCu
eZnZn
2
2
CuCuoCu
ZnZnoZn
CF
RTEE
CF
RTEE
ln2
ln2
PILA DE DANIELL
Las expresiones anteriores se transforman en las siguientes multiplicando por un factor 2,303 y sustituyendo el valor de las constantes RT/F. (T=298,2ºC ; R=8,314 J/molºC y F=96500 C/equiv)
ZnZn
CuCu
CE
CE
ln2
059,0763,0
ln2
059,0337,0
La reacción total que tiene lugar en la pila de
Daniell es la siguiente:
y la expresión de la f.e.m. creada es la suma
algebraica de ambas expresiones
ZnCuCuZn
VoltC
CE
Cu
Zn
log029,010,1
Cuando las actividades de ambos iones sean iguales
la f.e.m. vale 1,10 [volt]
Como la pila funciona espontáneamente según la
reacción:
la corriente eléctrica que se engendra pasará del Cu
(polo +) al Zn (polo-).
ZnCu
ZnCuCuZn
ELECTRODOS DE REFERENCIA
Para la medida del potencial particular de un
electrodo en una célula electrolítica, se hace uso de
los electrodos patrones o electrodos de referencia
que poseen un potencial relativamente fijo. Con el
electrodo de referencia y aquel cuyo potencial se
desea medir, se construye una pila; como el
potencial del primero es constante, cualquier
variación es la fem será debida a la variación en el
electrodo problema.
CELDAS DE CORROSION
ELECTROQUIMICAS
1.- Planchas de acero galvanizado
Supongamos que el recubrimiento de Zn sufre una muesca y el acero
queda en contacto con medio agresivo.
En este caso el Zn actúa como ánodo de sacrificio (protección catódica).
2.- Planchas de acero estañada
Al sumergir una muesca el acero se corroe con la acción del medio. El Sn
actúa como cátodo. El ataque es rápido debido a que un pequeño ánodo
debe entregar electrones equivalentes de Fe++ para un gran cátodo de Sn.
3.- Microaleaciones formada por las impurezas de los metales. Las impurezas
actúan como ánodo. En ambiente ácido y el metal se disolverá con
desprendimiento de hidrógeno y en ambiente neutro se generará iones (OH).
Reacción anódica
Reacción catódica en
medio ácido
Reacción catódica en
ambiente neutro
eFeFe 2
OHOOHe
HeH g
22
22
22
)(2
4.- Corrosión entre zonas de distinto grado de
deformación plástica. las zonas más deformadas
(ánodos) son centros de mayor actividad. Las
deformaciones en frío endurece a los metales o
aleaciones dejándolas con tensiones residuales
5.- Celdas de concentración, sucede cuando un metal entra en
contacto con un medio que le crea
una diferencial de salinidad
Zn Zn
ánodo
cátodo
4SO
4SO
ZnZn
C1 C2
C1 C2
Las zonas anódicas en un acero enterrado serán:
Las de menor acceso de hidrógeno
Las zonas tensionadas
Las zonas menos salinas
Las zonas de menor humedad
Las zonas bajo depósito
Las que tienen potencial más electronegativo.
Caso de los aceros
ÓXIDOS
Cuando cualquier metal se combina con un átomo o grupo molecular y pierde electrones , entonces la reacción de oxidación a ocurrido.
El término oxidación describe la transferencia de electrones.
Las reacciones del Oxigeno con los metales es nuestro interés.
De los metales en particular.
Según Pilling y Bedworth:
2 tipos de metales
a) Los que forman capas de óxidos protectores
b) Los que no la forman.
Relación de P y B
< 1 poroso
> 1 Protector
Es valido alrededor de 1
RELACIÓN P B PARA ÓXIDOS Aluminio 1,28 Hierro 2,06
Bario 0,78 Litio 0,60
Cadmio 1,32 Magnesio 0,84
Cesio 0,42 Manganeso 2,07
Zinc 1,59 Níquel 1,68
Circonio 1,55 Plomo 1,31
Cobalto 2,10 Potasio 0,51
Cobre 1,70 Silicio 2,04
Cromo 3,92 Sodio 0,32
Estaño 1,33 Torio 1,36
Estroncio 0,69 Volframio 3,3
Si el producto de la reacción es “POROSO”,
Permite acceso de Oxigeno
Si el producto es “CONTINUO” el metal y el
Oxigeno quedan separados por capa homo-
genea. A altas Tº la difusión Oxigeno continua
DIAGRAMA DE EQUILIBRIO TERMODINÁMICO
Existen numerosas reacciones posibles entre un metal y sus óxidos hidróxidos.
El diagrama de Pourbaix desarrolla un sistema formado por un metal en contacto con un medio Iónico acuoso.
51
52
E
pH
Para un metal en un medio acuoso
Existirán tres tipos posibles de reacciones:
C
B
A A : Reacciones que dependen
Del Potencial, Cambio de electrones
B: Reacciones que dependen del pH
C: Reacciones que dependen del pH y
Potencial.
VEAMOS LAS REACCIONES
E
pH
eMeMe 22
HOHMeOHMe 2)(2 22
2
HMeOOHMe 2)( 2
22 1
2
1
2
3 3
eHOHMeOHMe 22)(2 224
4
5
5
eHMeOOHMe 242 2
22
E
pH
pasividad
Corrosión
Inmunidad
Corrosión
El plano E/pH resulta así dividido en zonas en las que son termodinámicamente estables
Distintos productos.
2Me
Me
2)(OHMe
2MeO
PARA TENER EN CUENTA:
Un metal se disolverá dando Iones metálicos a un potencial dado.
El metal que se disuelve dependerá del pH para obtener óxido o hidróxido.
Si se neutraliza una solución ácida que contiene Iones metálicos a un cierto pH se formarán hidróxidos y precipitarán, dependiendo de la concentración de Iones Metal
55
PARA TENER EN CUENTA:
En algunos casos aumentando el pH se llega a un cierto valor por encima del cual los hidróxidos se re disuelven. (aniones ,iones)
Importante en Corrosión , al disolver hay ataque.
Productos insolubles , pueden entorpecer la corrosión y/o pasivar.
Ej: Aluminio al variar el ph.
56
Veamos el agua
El agua puede descomponerse en oxígeno e
hidrógeno de acuerdo a las siguientes ecuaciones:
Hay dos posibles equilibrios electroquímicos por el
cual el potencial de equilibrio puede ser usado
determinado usando la ecuación de Nerst.
eHOOH
HeH
222
1
22
22
2
En medio acuoso se debe considerar además la estabilidad termodinámica del agua . El Diagrama E/pH para el agua define 3 regiones La mas baja es la descomposición electroquímica del agua dando Hidrogeno, la del medio corresponde a la zona de estabilidad del agua y la mas alta a la descomposición electroquímica de agua dando oxígeno
58
2log4
059,0059,023,1 OpHeq
1,23
H OH
Oxigeno
59
60
Magnetita Mejor óxido
Hematita Menos protector
Diagrama de equilibrio
del sistema metal-H2O
63
SEGÚN EL AMBIENTE
atmosférica
Industrial
Marina
Rural
Lugares con mucha humedad
Sulfurosos Nitrosos, ácidos, mat. Particulado
Ión Cl-
En chile el menos agresivo
64
Según la forma
65
GENERAL O UNIFORME
Corrosión generalizada o uniforme
Es aquella corrosión que se produce con el adelgazamiento uniforme producto de la pérdida regular del metal superficial. Es la menos común de los mecanismos de corrosión
Pérdida equivalente de material a través de la superficie
66
CORROSIÓN GALVÁNICA
Esta forma de Corrosión es la que ocurre
Por la reacción de oxidación del ánodo
por la diferencia de electronegatividad
de dos materiales distintos.
Lo que produce el desprendimiento del
material anódico
POTENCIALES
68
CORROSIÓN GALVÁNICA
69
CORROSIÓN GALVÁNICA: EJEMPLO
Corrosión galvánica
Tornillo de acero inoxidable y platina de acero aleado con cadmio
70
CORROSIÓN GALVÁNICA
Par Zn- Acero
Zn Zn+2 + 2e- (ánodo)
½ O2+ H2O + 2e- 2(OH-) (cátodo )
Par Acero- Sn
Fe Fe++ + 2e- (ánodo)
½ O2+ H2O + 2e- 2(OH-) (cátodo )
71
CORROSIÓN EROSIÓN
Aumento de la velocidad de ataque sobre un material, debido a un movimiento relativo entre el líquido corrosivo y
la superficie del material.
Efectos de abrasión y desgaste mecánico se ven involucrados.
Características son: hendiduras, zanjas, agujeros redondeados, exhibiendo generalmente una configuración direccional.
72
La naturaleza y las propiedades de las películas que se forman sobre una aleación son muy importantes desde el punto de vista de la resistencia a la corrosión por erosión.
Facilidad de formación de la película, al ser expuestas por primera vez.
Velocidad de regeneración.
Dureza y densidad de la película.
PELÍCULAS SUPERFICIALES.
73
La rapidez de ataque aumenta con el aumento de la velocidad del medio
Una vez que el medio ha alcanzado la velocidad crítica, la velocidad de ataque crecerá rápidamente.
VELOCIDAD
Una mayor agitación del líquido en la superficie
del metal y un contacto más íntimo entre el
ambiente y la superficie metálica, aumentan
la corrosión por erosión.
Turbulencia
74
Los codos, que hacen cambiar de dirección al flujo, se ven afectados por este tipo de corrosión.
Si a este efecto sumamos sólidos en suspensión y burbujas, aumenta el efecto sobre estos obstáculos.
DISEÑO
75
Se incrementan al tener un ambiente en movimiento.
Se da el caso de películas pasivas destruidas por el efecto combinado de la corrosión galvánica y la corrosión por erosión
Cambios de velocidad pueden producir sorprendentes efectos galvánicos.
EFECTOS GALVÁNICOS
76
La composición de un material, determina en gran medida la resistencia de un material a este tipo de corrosión.
Metales y aleaciones resistentes:
Aleaciones capaces de formar y mantener una capa protectora, producto de que contiene elementos activos.
Metales nobles poseen una buena resistencia inherente a la corrosión.
TIPO DE METAL O ALEACIÓN
77
DAÑO POR EROSIÓN
78
CORROSIÓN-EROSIÓN:CAVITACIÓN
¿EROSIÓN O CAVITACIÓN?
¿SOLO UN MECANISMO?
81
CORROSIÓN POR PICADO (PITTING) forma muy peligrosa
se localiza en puntos aislados de superficie
pasividad
iones contaminantes del electrolito atacan la capa protectora
acero inoxidable en agua de mar
proceso autocatalítico
82
CORROSIÓN POR PICADO (PITTING)
83
CORROSIÓN INTERGRANULAR
Es un deterioro por corrosión localizada, adyacente a los bordes de grano.
Aceros inoxidables austeníticos 18 Cr/ 8 Ni por el fenómeno de sensibilización por alta Tº (500 – 800)ºC
84
Corrosión intergranular
Cromo ya combinado, no está libre para participar formando el óxido protector
Cromo atómico en solución sólida, libre para combinarse con el O2 pero en cantidad insuficiente para formar la capa protectora
Cromo atómico en solución sólida, libre para combinarse con el O2 y en cantidad suficiente y formar la capa protectora
85
CORROSIÓN INTERGRANULAR
Los Carburos de Cr se forman en los límites de Grano , empobrece las regiones adyacentes
Lo que puede llegar a dejar el centro con 12% Cr. Y pierde su condición PASIVA 100 micrones
86
CORROSIÓN INTERGRANULAR
Los Carburos de Cr se forman en los límites de Grano , empobrece las regiones adyacentes
Lo que puede llegar a dejar el centro con 12% Cr. Y pierde su condición PASIVA
20 micrones
87
Cinética de precipitación de carburos de cromo
88
CORROSIÓN CREVICE (RENDIJAS)
Es una variación del picado.
Donde hay cambios del electrolito (concentración)
89
CORROSIÓN CREVICE (RENDIJAS)
Es una variación del picado.
Donde hay cambios del electrolito (concentración)
90
El metal reacciona con las fibras de la madera y con El medio ambiente
RESULTADO: Suelta las chapas, manchas de paredes, etc.
91
CORROSIÓN ESFUERZO (SCC)
forma muy peligrosa ruptura catastrófica a niveles de tensiones muy inferiores a la ruptura en aire
92
Corrosión bajo tensión (Stress Corrosion Cracking - SCC)
acción simultanea de un medio corrosivo y de tensiones mecánicas de tracción
el material no presenta naturalmente (sin solicitaciones mecánicas) problemas de corrosión fragilizante en el medio
93
Corrosión bajo tensión (Stress Corrosión Cracking-SCC) CONDICIONES:
1) metal susceptible (en general latones, aceros inoxidables, titanio, en aceros de altísima resistencia).
2) el medio debe ser el adecuado.
3) el nivel de solicitaciones mecánicas de tracción debe superar un cierto valor mínimo Cuando se dan estas tres condiciones la fisuración del metal por un efecto sinérgico producido por el estado de tensiones y el fenómeno corrosivo es inevitable y luego de un cierto tiempo de incubación se precipitará su ruptura. La velocidad de propagación oscila en general entre 1 y 10 mm/h.
94
CORROSIÓN EXFOLIACIÓN
Es un ataque selectivo que comienza en la superficie del metal, y se propaga bajo la misma, siendo el aspecto final del mismo escamoso o ampollado. Es un fenómeno común en el Al y en aleaciones 80/20 y 70/30 Cu-Ni. La 90/10 Cu-Ni es inmune a este tipo de ataque.
95
Dezincificación de latones
(Cu-Zn)
Corrosión selectiva
Grafitización de fundiciones
96
CORROSIÓN SELECTIVA
97
CORROSIÓN BACTERIAS
Proceso Metabólico Bacteriano.
Producto de la contaminación.
Procesos Mineros
Iones nitratos
Fosfatos, detergentes
Sulfatos reductoras y las ferrobacterias
Las más comunes en potenciales = 0 v.
pH entre 6 y 9
Otras viven en condiciones anaerobicas.
Ph 5,5 y 8,5
Iones : Cloruros , bicarbonatos, carbonatos.
98
CORROSIÓN BACTERIAS Potencial redox mV,
<100
100-200
200-400
>400
Riesgo de corrosión anaerobica
Severo
Moderado
Ligero
Nulo
Sitio Daño
Sistemas de enfriamiento
Corrosión en tubos intercambiadores con picaduras
Sistemas de distribución
Aguas de mala calidad
Tanques o operaciones de actividades derivadas del transporte y almacenamiento de Petroleo
Taponamiento de líneas
Sitios y daños mas comunes en sistemas que operan
Con agua
Mecanismo básico
Ataque ACTIVO de sustancias Producidas biológicamente
Ataque PASIVO de sustancias Producidas biológicamente
Interacción organismos y materiales Producen reacciones Químicas, producen sustancias Corrosivas , Acidos y amoniaco
Consecuencia indirecta de la biomasa y productos biológicos
Localizado y acelerado
Grandes áreas , gran perdida masa
101
El ciclo del azufre , muestra el papel de la bacteria en oxidación elemental de Azufre a sulfato , y sulfuro
102
La bacteria "de hierro" que pertenece al género
Gallionella fue observada explorando la microscopía
electronica en muestras de agua en la superficies de un
ducto, en un sistema de distribución de agua potable.
Las células fueron reconocidas según su
característico tallo largo helicoidales de
numeroso microfibras entrelazado
Muchos de los tallos parcialmente fueron
cubiertos de depósitos de sales insolubles
férricos Silicio, aluminio, calcio, hierro están
presente como elementos predominante
en los tallos En pequeñas cantidades : fosforosos,
azufre, cloro, cobre, zinc también fueron
descubiertas. El manganeso, aunque el
presente en cantidades mensurables en el
abastecimiento de agua, no fue
descubierto en los tallos, sugiriendo que
este organismo sea incapaz de utilizar este
elemento como un donante de electrones.
Protección contra la corrosión
Recubrimientos Protección catódica Inhibidores de corrosión
Protección del acero
Recubrimientos
Inorgánico Orgánico Metálico
Electrodepositación Inmersión Proyección
Barrera física que se deposita sobre un substrato metálico o no metálico,
con espesores considerablemente menores que el substrato.
RECUBRIMIENTOS
Galvanizado por
inmersión en caliente
Una alternativa de
protección contra la
corrosión
EL GALVANIZADO POR INMERSIÓN EN CALIENTE Protección contra la corrosión mediante un recubrimiento cinc sobre el acero unido
metalúrgicamente.
Equilibrio Zn-Fe
Microestructura del recubrimiento
% en peso de zinc
Tem
pera
tura
°C
Microestructura del recubrimiento
% en peso de zinc
Tem
pera
tura
°C
Influencia del silicio y fósforo del acero
Reacción hierro-zinc: Evolución en el
tiempo
52 HCP 0 (Eta)
208 Monoclínico 5,0-6,0 (Zeta)
358 Hex 7,0-11,5 (450°C)
(Delta)
505 FCC 17-19,5 (450°C) 1 (gamma 1)
326 BCC 23.5-28 (450°C) (gamma)
104 BCC 100-76 (640°C) Fe
VHN(25mg) Estructura cristalina
Contenido de hierro %
Fase
Microestructura del recubrimiento
Microfotografía de diferentes superficies recubiertas con Zinc
Galvanizado por
inmersión en
caliente
(20 a 200 µm)
Metalizado
(100 a 250µm)
Pintura rica en
Zinc
(40 µm)
Zincado
Eletrolítico
(2 a 25 µm)
Planchas
Galvanizadas
(20 a 50 µm)
Aplicaciones
Protección de estructuras
Galvanizado por inmersión en caliente:
Alta durabilidad para estructuras expuestas a ambientes de corrosividad alta (ISO 14713)
Sus ventajas frente a otras técnicas son:
De fácil aplicación, se sumerge la
pieza en un baño de cinc
fundido.
Más resistente a la manipulación
debido a la unión intermetálica
que se logra con la inmersión en
caliente.
Como protector de la
corrosión cumple 2
funciones:
Cómo ánodo de sacrificio.
Como barrera entre el
electrolito y el metal.
INFRAESTRUCTURA VIAL
top related