_corrosión

1

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELAMINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA DEFENSA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTALDE LA FUERZA ARMADA

NÚCLEO ZULIADIVISIÓN ACADÉMICA

Corrosión. Tema 1 y 2. Termodinámica. 1er corte.Docente: Ing. Andreina Vargas

INTRODUCCIÓN:

¿Qué es la corrosión?

Uhlig Ataque destructivo de un metal. Reacción química o electroquímica con el medio.

Shreir Procesos donde el metal/aleación como materiales de construcción son transformados de metal a un estado combinado por interacción con el medio.

Evans Destrucción de un metal/aleación por cambios químicos – electroquímicos o disolución física.

Scully Reacción del metal con el medio.Wranglin Un ataque no-intencional sobre un material a través de una

reacción con el medio que lo rodea.

¿Por qué estudiamos Corrosión? La corrosión tiene asociado una gran lista de costos directos e indirectos.

a) Por economía.

Recientemente, en Julio 2002, la “Federal Highway Administration” de los Estados Unidos reportó los resultados de un estudio sobre los costos directos de la corrosión metálica en el sector industrial de los Estados Unidos (Infraestructuras, Transporte, Producción y Manufactura). Este estudio arrojó como resultado que los costos directos por corrosión eran del orden de 276 millardos de dólares/año; lo cual representa el 3.1% del Producto Interno Bruto (PIB).

Gastos por corrosión estimados por sector:

El hombre de estudio tiene realmente placeres que superan a todas las alegrías del mundo. Clemente XIV

http://rie.cl/?pa=1317


2

De la misma manera, en Perú, de acuerdo con la empresa Teknoquímica, en el año 2000 las pérdidas por corrosión representaron 8% del PIB, es decir, aproximadamente 1200 millones de dólares.

En Venezuela, los estudios realizados en 1985 en la industria petrolera mostraron costos directos por corrosión, del orden de 925 MMBs.; lo cual representó un 20% del presupuesto de mantenimiento. Posteriormente, este estudio fue proyectado a 1991, permitiendo estimar dichos costos en la suma de 6.500 MMBs. para toda la Industria Petrolera y Petroquímica Nacional (IPPN). Esta proyección además de tener más de 10 años de haberse realizado, cubrió solamente el sector industrial de producción en la actividad Petrolera y Petroquímica.

Actualmente, las industrias deben procurar el ahorro de energía, la conservación de los recursos naturales y a la reducción en los costos de sus procesos; por tal razón, se hacen inversiones mil millonarias en el desarrollo de técnicas preventivas de la misma.

b) Por Seguridad.

Este rubro es de vital importancia, y se encuentra clasificada en el área de costos incuantificable debido a que involucran la vida e integridad física de seres humanos.

El 3 de diciembre de 1984 tuvo lugar en la India (BHOPAL, INDIA) un accidente en un depósito enterrado, el cual disponía de protección catódica para evitar la corrosión externa, construido de acero inoxidable tipo 304 para productos letales. Su contenido eran 40 000 kg de metil isocianato (MIC), con el cual entró en contacto cloroformo (debido a una mala destilación), y agua (de manera desconocida). Se produjo una lenta reacción exotérmica al entrar en contacto el MIC y el agua. El aumento de la temperatura provocó una mayor corrosión de las paredes del recipiente, y el hierro proveniente de la reacción de disolución (corrosión) catalizó la reacción de trimerización del MIC, la cual también es de naturaleza exotérmica, dando lugar a un aumento considerable de la temperatura (hasta 200 ºC) y de la presión (valores superiores a 4.5 bars). Este incremento provocó, a 3.7 bars, la rotura del disco, abriéndose la válvula de seguridad, la cual permaneció abierta durante unas dos horas. Con el agravante de que la antorcha que había en la planta para el quemado de los eventuales gases de salida estaba desmontada por mantenimiento. El resultado fue que aproximadamente 23 000 kg de MIC en forma líquida y en vapor fueron emitidos a la atmósfera. Aunque las cifras de muertos y heridos son muy imprecisas, se puede decir que se produjeron entre 2.500 y 4.000 muertos y más de 180.000 heridos y afectados.

Por otro lado, el 19 de agosto de 2000, en El Paso, New México, USA, ocurrido. Hubo 12 personas muertas. La tubería, de material API 5LX grado X52 explotó debido la disminución de espesor generada por corrosión interna originada por la presencia de agentes altamente corrosivos en el interior de la tubería.

Otro caso es el ocurrido el 05 de julio de 2007 en España, donde la causa del accidente laboral que costó la vida a cinco trabajadores en una cementera de Holcim en Carboneras (Almería) fue la corrosión de la soldadura que sujetaba la tolva y que produjo que ésta se desplomara.




3

c) Por Conservación/Medio ambiente.

Se encuentra en el grupo de daños incuantificables, generados por fugas de materiales líquidos o gaseosos al medio ambiente impactando negativamente la fauna y flora de las regiones.

FUNDAMENTOS ELECTROQUÍMICOS

Electroquímica: La Electroquímica trata de la interrelación de los fenómenos químicos y eléctricos, así como del estudio de las propiedades eléctricas de las soluciones de los electrolitos, estableciendo una relación entre la acción química y eléctrica de tales sistemas.

Una reacción de óxido-reducción (reacción redox) es una reacción de transferencia de electrones. Los electrones son transferidos desde la especie que se oxida, llamada reductor (porque al oxidarse reduce a otra especie y aumenta su número de oxidación), a la especie que se reduce, llamada oxidante (porque al reducirse oxida otra especie y disminuye su número de oxidación).

Las reacciones redox pueden dividirse en dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción

Componentes de una celda:

ÁnodoCátodoConductor eléctricoConductor iónico

Tipos de celdas electroquímicas:

Las celdas electroquímicas se clasifican en:

a) Celdas electrolíticas: Cuando la energía eléctrica procedente de una fuente externa hace que tenga lugar una reacción química no espontánea.b) Celdas galvánicas o voltaicas: En las que la energía que se libera en una reacción redox espontánea se puede usar, para realizar un trabajo eléctrico.c) Destructora de sustancia (Corrosión):Celda electroquímica en la que existe la destrucción de (al menos) uno d elos materiales metálicos involucrados.

Destructor de sustancia – Desgastador de energía = Celda de Corrosión

La corriente se mueve en sentido contrario a los electrones.




4

Comparación entre ambos tipos de celda:

Electrolítica Galvánica

Reacción no espontánea.La reacción absorbe energía.

Los alrededores (la fuente de energía) ejercen trabajo sobre el sistema.

∆G > 0

Reacción espontánea.La reacción desprende energía.

El sistema (la celda) realiza trabajo sobre los alrededores.

∆G < 0

La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo y nos indica el sentido de la reacción química

La Celda de Daniel:

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente siempre que se realicen en recipientes separados . La transferencia de electrones se realiza a través de un alambre conductor externo. Las barras de Zn y de Cu son los electrodos y se conectan mediante un cable. Se puede intercalar un voltímetro en el circuito para medir la diferencia de potencial entre los dos electrodos.

El puente salino cumple tres funciones:

• Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda permitiendo la migración de los aniones al ánodo y de los cationes al cátodo.

• Cierra el circuito, permitiendo el contacto eléctrico entre las dos disoluciones• Evita la mezcla de las disoluciones de ambas semiceldas.


FE+ -

e-

I

Ánodo Cátodo

+ -

e-

I

Cátodo Ánodo



5

Potenciales Estándar

Para evaluar los potenciales de las semirreaciones, se adoptan condiciones estándar de reactivos y productos y se comparan con el potencial estándar del electrodo normal de hidrógeno al que se atribuye el valor de 0,00 voltios

SURGE ASÍ LA TABLA DE POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN de las distintas semirreaciones (ver anexos).

Ver tabla de potencias de óxido reducción anexa.

Potencial de celda

Eºpila = Eºcátodo - Eºánodo

Ánodo: OxidaciónCátodo: Reducción

FUNDAMENTOS TERMODINÁMICOS

La termodinámica es una rama de la física que estudia los efectos de los cambios de magnitudes de los sistemas a un nivel macroscópico. Por lo cual, con la aplicación de esta valiosísima herramienta podemos conocer la viabilidad de ocurrencia de un proceso (en este caso de naturaleza electroquímica); es decir, si es o no factible que ocurra. Luego que a través de la termodinámica se conozca la factibilidad del mismo, es la cinética la que indica la velocidad ocurrencia del proceso evaluado.

Energía libre de Gibbs:

∆G = - δ Wf

El cambio de energía libre es la fuerza que impulsa la reacción y representa la cantidad máxima de energía que puede convertirse ene trabajo. Si el sistema ejercerá trabajo sobre sus alrededores, el cambio de energía libre es negativo.

Por ejemplo el oro: Au + 3/2 H2O + ¾ O2 → Au(OH)3 ∆G= 15700 cal

Esto significa que no puede ocurrir la reacción de oro oxidándose en agua aireada debi9do a que la energía libre es positiva, tendría que para ello realizarse un trabajo con la finalidad que el oro se oxide como lo indica la reacción anterior.

Por otro lado,


Pt platinado



http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%ADsica

6

Mg + H2O + ½ O2 → Mg(OH)2 ∆G= -142600 calCu + H2O + ½ O2 → Cu(OH)2 ∆G= -28600 cal

Significa que estas reacciones ocurrirán de manera espontánea.Cuando no existe posibilidad de reacción (de oxidación de un metal), la corrosión no es posible. Sin embargo, cuando existe la posibilidad de oxidación del metal, posteriormente debe verificarse si la oxidación será destructiva o no. P. ejemplo: Las reacciones de oxidación de los siguientes metales en agua aireada muestran el siguiente comportamiento termodinámico:

∆GAl < ∆GFe < ∆GCu

Sin embargo, el aluminio reacciona y forma una película protectora, es decir, que reacciona fácilmente pero inmediatamente baja su velocidad de corrosión debido a la formación de dicha película.

Finalmente, termodinámicamente, sólo puede hablarse de la TENDENCIA A LA OXIDACIÓN DE UN METAL luego hay que recurrir a la cinética para evaluar el comportamiento del material en el medio.

La Fuerza Electro Motriz (FEM) es la diferencia de potencial que puede existir entre las diferentes reacciones que ocurren.

En procesos electroquímicos el trabajo es liberado en forma de energía eléctrica.

We = Wf = ∫ E δq , donde

E : Fuerza electromotriz.q : Nº de coulombios transferidos.

De Michael Faraday q = n*F donde,N : nº de equivalentes electrolizados.F : Constante de Faraday 96500 C/equiv.

We = n*F*E, dondeE : FEM de la celda, por lo cual

Ecuación de Nerst:

Es útil para determinar el potencial de equilibrio de un sistema.

E = E0 + 2,3 (R*T/n*F) * log (areducidas/aoxidadas), dondeR : constante universal de gasesn : número de electrones transferidosT : Temperatura KF : Constante de Faraday


∆G = - n * F * E



7

a : actividad del compuesto o sustanciaa = γ * Μ * ν a su vez:

γ : coeficiente de actividad promedio (tabulado). Μ : Molaridad de la solución . Ν : Coeficiente estequiométrico de disolución.

Por ejemplo, para la reacción:

hH + dD → bB + eE

La ecuación de Nerst es :

E = E0 + (R*T/n*F) * Ln (aBb aE

e/ aHh

aDd)

Normalmente, en procesos electroquímicos se usan los siguientes estados estándar:1. Gases puros a 1 atm de presión y 25 ºC.2. Fases sólidas puras (tales como Cu y Zn metálicos de la celda de Daniel) actividad

es 1.3. Soluciones diluídas, la actividad es igual a la concentración (molar).

Potenciales de media celda.Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero arbitrariamente se le ha dado el valor de cero al electrodo de hidrógeno, que se toma como referencia.

Electrodo de hidrógeno estándar:El hidrógeno gaseoso se burbujea en una disolución de ácido clorhídrico con un electrodo de platino que proporciona la superficie para que el hidrógeno se disocie y además sirve como conductor eléctrico.Para la reducción 2H+ + 2e- → H2 (1 atm) E0 = 0 Volts

E0 se conoce como potencial estándar de reducción cuando la concentración de la solución es 1M y todos los gases están a 1 atm de presión. A este electrodo de hidrógeno se llama electrodo estándar de hidrógeno EEH.

Designación de electrodos:

a) Anodo: Electrodo (en la celda de corrosión corrosión) expuesto al desgaste. Oxidación.

b) Cátodo: Electrodo (en la celda de corrosión) que presta su superficie para llevarse a cabo la reacción de reducción.




8

Convención de signos:

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomendó en su reunión de Estocolmo (1953) que únicamente serán reconocidos cono potenciales de electrodos los llamados potenciales de reducción. En consecuencia todas las medias celdas deben escribirse:

Oxid + ne- ↔ Red

Por lo tanto la ecuación de Nerst será:

E = E0 - (R*T/n*F) * Ln (areducidas/aoxidadas) o

E = E0 + (R*T/n*F) * Ln (aoxidadas/areducidas),

Regla: En cualquier reacción electroquímica, la media celda más negativa tiende a ser oxidada y la media celda más positiva tiende a ser reducida.

Potenciales de la celda:

Las reacciones de media celda deben escribirse como:

Zn, Zn++ // SO4= // Cu++ , Cu E= 1,1 V

Luego ∆G = -n*F*E que resultará negativo de tal forma que la celda tal y como fué escrita es expontánea. El Zn será el ánodo y el Cu será el cátodo.

La actividad del ión hidrógeno normalmente es expresada por conveniencia en términos de pH,


H+ + 1e-↔ ½ H2 2 H+ + 2e- ↔ H2



9

pH = -log aH+ De igual manera para soluciones alcalinas,

pOH = -log aOH-

Electrodos de referencia:

a) Electrodo de calomel.Este electrodo está formado por mercurio cubierto por una capa de cloruro insoluble (calomelanos), Hg2Cl2 en equilibrio con una disolución de cloruro potásico, KCl, que puede ser 0.1 N, 1 N o saturada. El contacto eléctrico con el mercurio se realiza por medio de un hilo de platino. Un esquema de este electrodo se presenta en la figura

La reacción es:

2 Hg + 2Cl- ↔ HgCl2 + 2e- E0 = 0.268 V

b) Electrodo de plata cloruro de plata.

Está formado por un hilo de Ag sobre el cual se deposita AgCl, generalmente por vía electroquímica, en una solución de NaCl o KCl, en la cual el hilo de Ag actúa como ánodo, como se muestra en la figura




10

La reacción es :

AgCl + e- Ag + Cl-,

La solución puede ser de KCl o HCl (0,1 N HCl) E0 = 0.288 V

c) Electrodo de oxígeno.

Puede ser representado por platino platinizado sumergido en un electrolito saturado de oxígeno.

4 OH- ↔ 2 H2O + O2 + 4 e- E0= 0.401 V

d) Electrodo de cobre sulfato de cobre

Está formado por una barra cilíndrica de Cu sumergida en una solución de CuSO4

saturada. El contacto electrolítico con la solución o suelo se realiza mediante un puente salino constituido (formado) por un tapón de madera de balsa. En la figura 7(d) se ilustra este tipo de electrodo

La reacción de electrodo es la siguiente:

Cu Cu2+ + 2e-; E0 = 0.337 V

Para CuSO4 sat a 25 ºC E0 = 0.316 V

e) Electrodos de Zinc:Está constituido por un bloque de Zn de alta pureza.

La reacción es:

Zn++ + 2e- ↔ Zn E0= -0.80 V




11

Diagramas de Porbaix

Traza un equilibrio estable en las fases de un sistema electroquímico acuoso dependiendo del pH y e potencial presentes, además del uso de datos de solubilidad y constante de equilibrio de sistemas específicos

-En Y, se encuentra el potencial, el cual calculamos con la eq. de Nernst.

-En X, se encuentra el pH con la función de –log del H+ concentración de iones

Un diag. de Pourbaix sencillo nos indica: Regiones de inmunidad Corrosión Pasividad del material

Este consiste en líneas: Horizontales __ ___ ___ Verticales llllll Oblicuas ///

o Horizontales => reacciones que no dependen del pHEj.: Un metal que se oxida perdiendo dos electrones: M---> M2+ + 2e-

o Verticales => reacciones que dependen del pH pero que son independientes del potencial tales como:

M2+ + 2H2O ---> M(OH)2 + 2H+

o Oblicuas => reacciones en las cuales hay un intercambio de electrones y cambio de pH por ejemplo:

M + 2H2O ---> M(OH)2 + 2H+ + 2e-

Adicionalmente, el diagrama cuenta con dos líneas llamadas a y b. estas líneas se encuentran en cada diagrama a la misma altura porque son las líneas que delimitan la estabilidad del agua. Es decir, entre a y b el agua es estable, por debajo de a hay desprendimiento de hidrógeno y por encima de b hay desprendimiento de oxígeno.


pH

Potencial

a

b



12

Para la línea a, las reacciones son:A pH ácido 2H+ + 2e- → H2

A pH alcalino 2H2O+ 2e- → H2 + 2OH-

Para la línea b, las reacciones son:A pH ácido O2 + 4H+ + 4e- → 2 H2OA pH alcalino O2 + 2 H2O + 4e- → 2 OH-

Diagrama de Pourbaix del hierro:

En el diagrama de Pourbaix del hierro se definen zonas de equilibrios de fases:

a) Por debajo de la línea a-b-j: Hierro sólido (zona de inmunidad). Las reacciones electroquímicas en esta zona son las correspondientes a la reducción de los iones hierro. No ocurre la reacción de corrosión en esta zona.

b) Línea a-b-n-c-d-e: Solución acuosa de hierro Fe++ (zona de corrosión). El hierro metálico se corroe en esta zona.

c) Línea e-d-f-g-k: Solución acuosa de Fe+++ (zona de corrosión). El hierro metálico se corroe en esta zona.

d) Línea h-f-g-m: Solución acuosa de FeO4= (zona de corrosión).

e) Línea c-d-f-h-i: Óxidos ferrosos sólidos Fe2O3 (zona de pasivación). El hierro se oxida en esta zona, sin embargo, el resultado es una película de óxidos que disminuye el proceso de oxidación causando la pasivación ( protección a la corrosión del metal debido a la formación de una película de productos sólidos de la reacción de oxidación).

f) Línea n-c-i-p: Óxido sólido Fe3O4 (Fe2O3*FeO) zona de pasivación. La película de óxidos genera pasivación.

g) Línea b-n-p-j: Hidróxidos sólidos Fe(OH)2 / FeO*nH2O zona de pasivación.

Diagrama de Pourbaix del hierro:




13

Diagrama de Pourbaix del aluminio:

En éste se puede observar la alta estabilidad del metal en el agua entre pH 4 y 9 debido a la formación del Al2O3.3H2O. Además que permite predecir el comportamiento de tendencia a corrosión a pH bajos y altos.

Diagrama de Pourbaix del magnesio:

Contrasta con el diagrama del aluminio debido a que el Mg2+ es una especie estable en solución en casi todo el rango de valores del potencial-pH. Aunque el magnesio es estable en casi todo el rango de valores, el magnesio reduce al agua, y la evolución de hidrógeno es la reacción catódica. Entre pH 8.5 y 11.5 una película protectora de óxidos o hidróxidos puede proveer de protección. A pH mayores a 11.5 una película estable de Mg(OH)2

protege al magnesio de la corrosión.




14

Limitaciones de los Diagramas de Pourbaix:

Debido a que los diagramas están basados en datos termodinámicos, los mismos no proveen de información de las velocidades de reacción. Proveen información sobre la formación de barreras protectoras más no así sobre cuan protectoras son en presencia de otros agentes como los sulfatos (SO4

=) o cloruros (Cl-). Los diagramas de Pourbaix convencionales no contemplan metales aliados (aleaciones) sino metales puros.

o El cálculo de las líneas para la construcción de los diagramas de Pourbaix, se encuentra en los anexos de la guía.

Series galvánicas:

Determina el grado de nobleza o inercia química de los metales. 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. Sin embargo, los cercanos en la serie galvánica poseen una tendencia muy baja a sufrir corrosión galvánica.

Por ejemplo: ¿la cupla de los aceros inoxidable 304 y el 317L (ambos pasivados) generará el deterioro de alguno de éstos en agua de mar? ¿Cuál espera usted que se comportará como ánodo y cual como cátodo?




http://es.wikipedia.org/wiki/Electrolito

http://es.wikipedia.org/wiki/Corrosi%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Metal

15

¿la cupla del acero inoxidable 304 y el aluminio 1100 generará el deterioro de alguno de éstos en agua de mar? ¿Cuál espera usted que se comportará como ánodo y cual como cátodo?

Algunos datos de entalpías libres de formación de los sistemas a evaluar.

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema cobre-agua.

Sustancia química Engría libre de formación ∆G0

H2O -56690H+ 0

OH- -37563Cu+ +12000Cu2+ +15530

HCuO2- -61420

CuO2- -43500Cu3+ +72500

CuO22- -26000

Cu 0Cu2O -34980CuOH -43500CuO -30400

Cu(OH)2 -85300Cu2O3hidr -41500

O2 0H2 0

CuH +64000

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema estaño-agua.


H2O -56690H+ 0

OH- -37563Sn 0

SnO anh -61500SnO hidr -60910SnO2 anh -123200SnO2 hidr -114120

SnOH+ -60600HSnO2

- -98000Sn4+ 650

SnO3= -137420

SnH4 99000Sn++ -6278

Sn(OH)4 -114420




16

Sn(OH)2 -60910

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema plomo-agua.


Pb 0Pb++ -5810Pb4+ +72300

PbO3= -66340

H+ 0H2O -54635

PbO anh -45250PbO hidr -43910

Pb2O3 -98413PbO4

4- -67421PbH2 69500PbO2 -52340Pb3O4 -147600

HPbO2- -81000

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema vanadio-agua.


H2O -56690H+ 0

OH- -37563V 0

V2+ -54200V2O2 -189000

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema zinc-agua.


H2O -56690H+ 0

OH- -37563Zn 0

ZnO -76936Zn2+ -35184

Zn(OH)2 -56780HZnO2

- -110900ZnO2

= -93030




17

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema hierro-agua.


Fe 0FeO hidr -58880

Fe3O4 anh -242400Fe2O3 anh -177100Fe2O3 hidr -161930

Fe++ -20300HFeO2

- -90627Fe3+ -2530

FeOH++ -55910Fe(OH)2

+ -106200

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema aluminio-agua.


Al 0Al2O3 hidr -384530

Al3+ -145000AlO2

- -200710

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema cromo-agua.


Cr 0CrO hydr -83810Cr2O3 hidr -260530

CrO2 -129000CrO3 -120000Cr++ -42100Cr3+ -51500

CrOH2+ -103000

Cr(OH)2+ -151210

CrO2- -128090

CrO3= -144220

H2CrO4 -185920HCrO4

- -184900CrO4

= -176100Cr2O7

= -315400




18

Tabla de entalpías libres de formación estándar para el sistema níquel-agua.


Ni 0NiO hid -51610Ni3O4 -170150Ni2O3 -112270NiO2 -51420Ni2+ -11530

HNiO2= -86465

Referencias:

Uhlig . Corrosion and corrosion control: an introduction to corrosion science and engineering. Wiley.

Joseph R. Davis. Corrosion: understanding the basics. ASM International.

J. A. Ortega Maiquez. Corrosión Industrial. Productica.

J.O´M. Bockeris y A.K.N. Reddy. Electroquímica moderna. Vol 1. Edit. Reverté.




http://www.google.com/search?hl=es&tbo=p&tbm=bks&q=+inauthor:%22Joseph+R.+Davis%22

19

ANEXOS.

Diagrama de Pourbaix de estaño. (La división entre especies se da en las líneas azules).

Diagrama de Pourbaix de Aluminio




20

Diagrama de Pourbaix de cromo

Diagrama de Pourbaix de níquel




21

Diagrama de Pourbaix de cobre




22

Diagrama de Pourbaix de plomo

Diagrama de Pourbaix del vanadio

Diagrama de Pourbaix del zinc


PbH2



23

Diagrama de Pourbaix del hierro




24




25




26




27

Tablas de coeficientes de actividad de electrolitos fuertes.




28




_corrosión

Documents