UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAUNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

FACULTAD DE CIENCIAS

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA

INFORME DE LABORATORIO N° 10INFORME DE LABORATORIO N° 10

QUIMICA GENERAL II

DOCENTES : ROSA MARÍA SAYÁN

ELIZABETH DEZA

ESTUDIANTE : MARIANO MARTÍN RENGIFO SANTANDER

CÓDIGO : 20072100F

LIMA – PERÚ

2007I. RESUMEN

Este informe muestra el procedimiento en que se realizaron 4 experimentos relacionados con la corrosión electroquímica así como los fenómenos observados en el laboratorio durante el desarrollo de cada experimento y también un análisis y explicación respecto a las observaciones vistas sustentado por el fundamento teórico.

En el primer experimento se preparará un gel indicador constituido por una solución acuosa de cloruro de sodio conteniendo agar – agar, fenolftaleína y ferricianuro de potasio. Este gel se empleará en los siguientes tres experimentos.

En el segundo experimento se colocará el gel sobre un clavo de hierro doblado y dos sin doblar que se encuentran en una placa petri. Luego que el gel solidifique se ubicarán las zonas catódicas y zonas anódicas en la oxidación de cada clavo de hierro.

En el tercer experimento se observará cómo otros metales como el cobre y el zinc, influencian en la corrosión del hierro.

En el cuarto y último experimento se medirá la diferencia de potencial entre el hierro y el cobre y entre el hierro y el zinc.

II. CONTENIDO

Pág.

CARÁTULA......................................................................................................1

RESUMEN.........................................................................................................2

CONTENIDO....................................................................................................2

OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA.....................................................................3

FUNDAMENTO TEÓRICO.............................................................................3

DIAGRAMA DEL PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL............................6

OBSERVACIONES EXPERIMENTALES......................................................8

DISCUSIÓN......................................................................................................9

CONCLUSIONES...........................................................................................12

APÉNDICE......................................................................................................13

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS.............................................................16

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III. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

1. Estudiar el fenómeno de la corrosión del hierro.

2. Ubicar zonas catódicas y anódicas de un clavo de hierro en corrosión.

3. Observación de la corrosión o protección del hierro dependiendo de un

segundo metal en contacto.

4. Demostración de ciertos aspectos básicos de la electroquímica.

IV. FUNDAMENTO TEÓRICO

Definición de corrosión

Existen muchas definiciones para corrosión. La más comúnmente aceptada es la siguiente:

“Corrosión es el ataque destructivo de un metal por reacción química o electroquímica con su medio ambiente”

Nótese que hay otras clases de daños, como los causados por medios físicos. Ellos no son considerados plenamente corrosión, sino erosión o desgaste. Existen, además, algunos casos en los que el ataque químico va acompañado de daños físicos y entonces se presenta una corrosión erosiva , desgaste corrosivo o corrosión por fricción.

Aún así, la corrosión es un proceso natural, en el cual se produce una transformación del elemento metálico a un compuesto más estable, que es un óxido.

Observemos que la definición que hemos indicado no incluye a los materiales no metálicos. Otros materiales, como el plástico o la madera no sufren corrosión; pueden agrietarse, degradarse, romperse, pero no corroerse.

Generalmente se usa el término “ oxidación” o “ aherrumbramiento” para indicar la corrosión del hierro y de aleaciones en las que éste se presenta como el metal base, que es una de las más comunes.

Es importante distinguir dos clases de corrosión: la Corrosión Seca y la Corrosión Húmeda. La corrosión se llama seca cuando el ataque se produce por reacción química, sin intervención de corriente eléctrica. Se llama húmeda cuando es de naturaleza electroquímica, es decir que se caracteriza por la aparición de una corriente eléctrica dentro del medio corrosivo.

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Corrosión electroquímica

La corrosión es un proceso electroquímico en el cual un metal reacciona con su medio ambiente para formar óxido o algún otro compuesto. La celda que causa este proceso está compuesta esencialmente por tres componentes: un ánodo, un cátodo y un electrolito (la solución conductora de electricidad). El ánodo es el lugar donde el metal es corroído: el electrolito es el medio corrosivo; y el cátodo, que puede ser parte de la misma superficie metálica o de otra superficie metálica que esté en contacto, forma el otro electrodo en la celda y no es consumido por el proceso de corrosión. En el ánodo el metal corroído pasa a través del electrolito como iones cargados positivamente, liberando electrones que participan en la reacción catódica. Es por ello que la corriente de corrosión entre el ánodo y el cátodo consiste en electrones fluyendo dentro del metal y de iones fluyendo dentro del electrolito.

La definición más aceptada entiende por corrosión electroquímica “el paso de electrones e iones de una fase a otra limítrofe constituyendo un fenómeno electródico, es decir, transformaciones materiales con la cooperación fundamental, activa o pasiva, de un campo eléctrico macroscópico, entendiéndose por macroscópico aquel campo eléctrico que tiene dimensiones superiores a las atómicas en dos direcciones del espacio”.

La corrosión electroquímica involucra dos reacciones de media celda, una reacción de oxidación en el ánodo y una reacción de reducción en el cátodo. Por ejemplo para la corrosión del hierro en el agua con un pH cercano a neutralidad, estas semireacciones pueden representarse de la siguiente manera:

Reacción anódica : Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E°Red = –0,44 V

Reacción catódica : O2(g) + 2H2O(l) + 4e– 4OH–(aq) E°Red = +1,23 V

Corrosión del Hierro

Uno de los procesos más familiares de corrosión es la oxidación del hierro. El hierro metálico es oxidado espontáneamente en presencia de oxígeno y en soluciones electrolíticas acuosas. La oxidación de metales tiene lugar más fácilmente en puntos donde halla tensión (donde los metales son más “activos”). Así, un clavo de acero, que en su mayor parte es hierro, se corroe antes en la punta y en la cabeza. Un clavo doblado se corroe más fácilmente en el recodo.

Un punto de tensión en un objeto de acero actúa como ánodo donde el hierro se oxida a iones Fe(II), y se forman hendiduras. Los electrones producidos fluyen a través del clavo hacia las áreas expuestas al O2. Estas actúan como cátodos donde el O2(g) se reduce a iones hidróxido, OH–:

O2(g) + 2H2O(l) + 4e–4OH–(aq) 

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Al mismo tiempo, los iones Fe2+ migran a través de la superficie húmeda. La reacción global se obtiene ajustando la transferencia electrónica y sumando las dos semireacciones. 

2( Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– ) (oxidación, ánodo)

O2(g) + 2H2O(l) + 4e– 4OH–(aq) (reducción, cátodo)

2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) 2Fe2+(aq) + 4OH–

(aq)

Tipos de Corrosión

Se clasifican de acuerdo a la apariencia del metal corroído, dentro de las mas comunes están:

1. Corrosión uniforme: Donde la corrosión química o electroquímica actúa uniformemente sobre toda la superficie del metal

2. Corrosión galvánica: Ocurre cuando metales diferentes se encuentran en contacto, ambos metales poseen potenciales eléctricos diferentes lo cual favorece la aparición de un metal como ánodo y otro como cátodo, a mayor diferencia de potencial el material con más activo será el ánodo.

3. Corrosión por picaduras: Aquí se producen hoyos o agujeros por agentes químicos.

4. Corrosión intergranular: Es la que se encuentra localizada en los límites de grano, esto origina perdidas en la resistencia que desintegran los bordes de los granos.

5. Corrosión por esfuerzo: Se refiere a las tensiones internas luego de una deformación en frío.

Protección contra la corrosión

Dentro de las medidas utilizadas industrialmente para combatir la corrosión están las siguientes:

1. Uso de materiales de gran pureza. 2. Presencia de elementos de adición en aleaciones, por ejemplo aceros inoxidables.

3. Tratamientos térmicos especiales para homogeneizar soluciones sólidas, como el alivio de tensiones.

4. Inhibidores que se adicionan a soluciones corrosivas para disminuir sus efectos, por ejemplo los anticongelantes usados en radiadores de los automóviles.

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5. Recubrimiento superficial: pinturas, capas de oxido, recubrimientos metálicos

6. Protección catódica.

V. DIAGRAMA DEL PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento N° 1: Preparación del gel indicador.

Diagrama N° 1:

Experimento N° 2: Ubicación de las zonas anódicas y zonas catódicas en la oxidación de un clavo de hierro.

Diagrama N° 2:

6

Se agrega 200 ml de agua destilada

Vaso de precipitado de 150 ml con 3,5 g de agar – agar.

Se agrega 50 ml de agua destilada

Vaso de precipitado con 50 ml de mezcla de agar–agar y H2O líquido.

Se calienta hasta que esté cerca de hervir

Se adiciona esta mezcla a la solución de NaCl acuoso cuando esté a punto de hervir

Vaso de precipitado con 200 ml de NaCl en solución acuosa

Vaso con mezcla de NaCl y agar – agar en agua hirviendo

Se deja enfriar esta mezcla por 3 minutos y se añade 5 ml de solución de K3[Fe(CN)6] al 3% y 1 ml de fenolftaleína.

Gel indicador caliente Mantener el gel indicador a una temperatura entre 40 y 50 °C

Vaso de precipitado de 400 ml conteniendo 6 g de NaCl sólido

En una placa petri se coloca:

un clavo grueso y

doblado, y dos clavos

delgados y sin doblar

Sobre los clavos se añade gel indicador y se espera a que

el gel se solidifique

Experimento N° 3: Influencia de otros metales sobre la corrosión del hierro.

Diagrama N° 3:

Experimento N° 4: Producción de una corriente eléctrica en un proceso de corrosión.

Diagrama N° 4:

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Marque del 1 al 3 tres tubos de ensayo de 13 x 100 mm y llénelos hasta la mitad con el gel indicador caliente

Se introduce un clavo de hierro.

Se introduce un clavo de hierro con un trozo de alambre de cobre atado al clavo.

Se introduce un clavo de hierro con una granalla de zinc unida a la cabeza del clavo.

Tubo1

Tubo2

Tubo3

Llenar hasta la mitad un vaso de precipitado de 400 ml con gel indicador y dejarlo enfriar.

Cuando esté sólido introducir un clavo de hierro y una lámina de cobre, conectarlos a los terminales de un voltímetro y medir la diferencia de potencial.

Cambiar el electrodo de cobre por una barra de zinc y repetir la experiencia. Anotar la diferencia de potencial.

VI. OBSERVACIONES EXPERIMENTALES

Experimento N° 1: Preparación del gel indicador.1. El cloruro de sodio es un sólido de color blanco, aspecto arenoso y soluble en agua.2. El agar – agar es un sólido de color crema, aspecto de polvo y al mezclarlo con el

agua se forma una mezcla espesa de color crema y consistencia parecida al puré de manzana.

3. Al echar la mezcla con agar – agar en la solución de NaCl a punto de hervir se observó que la mezcla con agar – agar precipitaba al fondo del vaso pero luego de agitar la nueva mezcla con la bagueta se obtuvo una mezcla homogénea de color crema y consistencia parecida al agua de manzana.

4. La solución de ferricianuro de potasio es pegajosa de color amarillo transparente parecido al color de una gelatina de piña.

5. Cuando se echó la solución de ferricianuro de potasio a la mezcla de color crema se obtuvo una nueva mezcla de color amarillo transparente como el ferricianuro pero consistencia más espesa parecida a la de una cremolada.

6. La fenolftaleína es incolora; sin embargo, al añadir fenolftaleína a la mezcla anterior, la mezcla se volvió de color anaranjado transparente.

7. Se verifica el efecto Tyndall el la mezcla anaranjada.

Experimento N° 2: Ubicación de las zonas anódicas y zonas catódicas en la oxidación de un clavo de hierro.

1. Los clavos de hierro son de color gris.2. Se observa que el gel se solidifica al dejarlo enfriar.3. Sobre el clavo grande doblado se forma un sólido de color azul más que en los

clavos normales pequeños sobretodo en el doblez del clavo, en todos los clavos se observo el sólido azul en la punta y en la cabeza.

4. En las partes de cada clavo donde no se forma el precipitado azul se observa que la parte del gel que se encuentra alrededor del clavo se volvió tenuemente de un color rojo grosella.

Experimento N° 3: Influencia de otros metales sobre la corrosión del hierro.1. En el tubo 1 se formó un poco de sólido azul sobre la superficie del clavo.2. En el tubo 2 se formó bastante sólido azul sobre la superficie del clavo excepto en la

parte del clavo en contacto con el cobre donde se aprecia una ligera coloración roja en el gel alrededor del clavo. En el alambre de cobre no se aprecian cambios.

3. En el tubo 3 la zona del gel próxima al zinc no presenta ningún cambio, mientras que en la superficie restante del clavo el gel se observa de color rojo grosella.

Experimento N° 4: Producción de una corriente eléctrica en un proceso de corrosión.

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1. La celda con electrodos de hierro y cobre tiene una diferencia de potencial de 0,44 voltios invirtiendo la polaridad del circuito.

2. La celda con electrodos de hierro y zinc también tiene una diferencia de potencial de 0,44 voltios pero sin invertir la polaridad del circuito.

VII. DISCUSIÓN

Experimento N° 1: Preparación del gel indicador.

El agar – agar es un polisacárido sin ramificaciones, químicamente es un polímero de subunidades de galactosa; en realidad, es una mezcla heterogénea de dos polisacáridos: agaropectina y agarosa. Aunque ambas clases de polisacáridos comparten el mismo esqueleto de galactosa, la agaropectina está modificada con grupos ácidos tales como sulfato y piruvato.

El agar – agar en estado sólido es poroso, translúcido y membranoso; presentando un color blanco amarillento. Es muy quebradizo cuando está seco y prácticamente insoluble en agua a 25 °C pero solubiliza en agua a 100 °C. Es ligeramente soluble en etanolamina y soluble en formamida.

Otros nombres del agar – agar son: gelosa, gelosina, gelatina vegetal, gelatina china, gelatina japonesa, cola de pescado japonesa, etc.

La solución de ferrricianuro de potasio está disociada en iones potasio y ferrocianuro:

K3[Fe(CN)6](aq) 3K+(aq) + 6[Fe(CN)6]3-

(aq)

En la corrosión del hierro se producen iones ferroso e hidróxido:

2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) 2Fe2+(aq) + 4OH–

(aq)

Los iones Fe2+ reaccionan con los iones complejos [Fe(CN)6]3– formando un compuesto de coordinación llamado azul de Turnbull (ferricianuro ferroso o hexacianoferrato (III) de hierro (II)). De formarse este sólido azul indicaría la presencia de iones Fe 2+ y por lo tanto la oxidación del hierro.

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e–

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– Fe3[Fe(CN)6]2

Asimismo de oxidarse el hierro se reduciría el oxígeno a OH– y aumentaría la basicidad de la mezcla lo cual haría que la fenolftaleína se volviera de color rojo grosella en las zonas donde se produjo OH–.

O2(g) + 2H2O(l) + 4e– 4OH–(aq)

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En la mezcla se verifica el efecto Tyndall por lo que se asume que el gel indicador obtenido es un coloide.

Experimento N° 2: Ubicación de las zonas anódicas y zonas catódicas en la oxidación de un clavo de hierro.

Se observa coloración azul del gel sobre la superficie del clavo grueso en la zona central donde está doblado por ser esta zona más activa al estar sometida a mayor tensión, asimismo se observa la formación de este precipitado azul en la cabeza y en la punta de cada clavo por ser también zonas de mayor tensión. Debido a la oxidación del Fe(s) en las zonas anódicas se forma un complejo de color azul entre el Fe2+ y el [Fe(CN)6]3–.

 Fe(s) Fe2+(aq) + 2e–

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– Fe3[Fe(CN)6]2

En los bordes entre el gel y los clavos donde no se forma el precipitado azul se observa coloración rosa fuerte en las zonas debido a la presencia de OH– en el medio que producen el viraje del indicador fenolftaleína. Esta zona corresponde al cátodo donde generalmente se produce la reducción del O2.

O2(g) + 2H2O(l) + 4e– 4OH–(aq)

Experimento N° 3: Influencia de otros metales sobre la corrosión del hierro.

En el tubo 1 el Fe(s) en contacto con el gel se oxida a Fe2+, evidenciándose por la formación del complejo Fe3[Fe(CN)6]2 de color azul (ánodo).

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E°Red = –0,440

En el tubo 2 si se utilizan metales de mayor potencial estándar de reducción que el del hierro, (por ejemplo Cu(s)), no se observa la protección sobre el hierro que se oxidará a Fe2+.

Cu(s) Cu2+(aq) + 2e– E°Red = +0,340No se oxida

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E°Red = –0,440 Se oxida

En el tubo 3 en cambio cuando el Fe(s) se encuentra en contacto con otro metal de menor potencial estándar de reducción (Zn(s) en nuestra experiencia), éste actúa como ánodo protegiendo al hierro de la corrosión. El Fe(s) actúa como cátodo, en el que se reduce el O2(g)

a iones OH– los cuales tornan la fenolftaleína de color rosa.

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E°Red = –0,440 No se oxida

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Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– E°Red = –0,763 Se oxida

El metal con menor potencial de reducción es el que se oxida.

Experimento N° 4: Producción de una corriente eléctrica en un proceso de corrosión.

Una celda de corrosión es una celda o pila galvánica en la cual las reacciones electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión. 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.

Teniendo dos electrodos hay que tomar en cuenta que el que tenga mayor potencial de reducción estándar será el cátodo y el que tenga menor potencial de reducción estándar será el ánodo.

En el ánodo el potencial de oxidación del electrodo será el opuesto a su potencial de reducción estándar y el potencial de la celda se obtiene sumando el potencial de reducción del cátodo más el potencial de oxidación del ánodo.

En una celda con electrodos de hierro y cobre teóricamente tendríamos un potencial de:

Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) E°Red = +0,340Reducción (cátodo)

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E°Oxid = +0,440 Oxidación (ánodo)

Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+

(aq) + Cu(s) ΔE° = 0,780

Sin embargo, el voltímetro marcó un potencial de 0,44 V

Asimismo en una celda con electrodos de hierro y zinc teóricamente tendríamos un potencial de:

Fe2+(aq) + 2e–Fe(s) E°Red = –0,440 Reducción (cátodo)

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– E°Oxid = +0,763 Oxidación (ánodo)

Zn(s) + Fe2+(aq) Zn2+

(aq) + Fe(s) ΔE° = 0,323

Sin embargo, el voltímetro también marcó un potencial de 0,44 V en esta ocasión.

Es importante tener en cuenta que para medir experimentalmente el potencial de corrosión de un metal, se debe utilizar un electrodo de referencia (que mantiene un potencial

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constante) y un voltímetro de alta impedancia. Por lo tanto los potenciales medidos en la experiencia son sólo estimativos de la diferencia de potencial real.

VIII. CONCLUSIONES

1. Las experiencias realizadas nos permitieron observar los resultados

esperados a excepción del último experimento.

2. Se determinó que el gel indicador es un coloide debido a que en él se

verifica el efecto Tyndall.

3. Se visualizó la solidificación del gel indicador a temperatura ambiente.

4. Se ubicó las zonas anódicas en las partes donde hay mayor tensión

evidenciadas por la formación del complejo azul de Turnbull.

5. Se ubicó las zonas catódicas en los lugares donde el metal es menos activo

lo cual se evidenció por el viraje de color de la fenolftaleína.

6. Se deberían evaluar las condiciones para tener en cuenta el tamaño relativo

del metal, para poder visualizar satisfactoriamente el efecto de otros metales

en la oxidación del hierro.

7. El cobre al poseer un potencial normal de reducción mayor que el del hierro

no protege al hierro contra la corrosión.

8. El zinc al poseer un potencial normal de reducción menor que el del hierro sí

protege al hierro contra la corrosión.

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9. Se demostró que el proceso de corrosión genera una corriente eléctrica; sin

embargo, las mediciones de diferencia de potencial no fueron las estimadas

de acuerdo al potencial teórico de la celda de corrosión.

IX. APÉNDICE

CUESTIONARIO

1. ¿Todos los metales se corroen tan fácilmente como el hierro? Nombre tres metales que esperaría se corroan tan fácilmente como éstos, y tres cuya corrosión no sea tan fácil. Mencione un uso para los tres metales que no se corroen.

Para producirse la corrosión del hierro su potencial normal de reducción debe ser el menor

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E°Red = –0,44

Los siguientes metales se corroen más fácilmente que el hierro al poseer un potencial normal de reducción menor que del hierro por lo que se les puede usar como ánodo de sacrificio para proteger al hierro de la corrosión.

Manganeso: Mn(s) Mn2+(aq) + 2e– E°Red = –1,18

Vanadio. V(s) V2+(aq) + 2e– E°Red = –1,18

Aluminio: Al(s) Al3+(aq) + 3e– E°Red = –1,66

Los siguientes metales no se corroen tan fácilmente como el hierro pues poseen un potencial normal de reducción mayor que del hierro.

Estaño: Sn(s) Sn2+(aq) + 2e– E°Red = –0,137

Plomo: Pb(s) Pb2+(aq) + 2e– E°Red = –0,125

Plata: Ag(s) Ag+(aq) + e– E°Red = +0,800

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Un recipiente de hierro puede cubrirse con una capa de uno de estos metales que no se corroen tan fácilmente aplicando una fina película sobre el hierro. La formación de óxido de hierro no se produce en tanto que la película esté intacta. Pero en cuanto la superficie sufra una raspadura el óxido aparecerá de manera rápida.

2. ¿Cuál es la diferencia entre la corrosión química y la corrosión electroquímica?

La corrosión química se produce cuando un material se disuelve en un medio líquido corrosivo hasta que dicho material se consuma o, se sature el líquido. La corrosión electroquímica se produce cuando al poner ciertos metales con alto numero de electrones de valencia, con otros metales, estos tienden a captar dichos electrones libres produciendo corrosión.

3. Explique en qué consiste la inhibición anódica. Escriba la reacción que ocurre entre el hierro de una superficie metálica que ha sido tratada con una solución de cromato de sodio.

Los inhibidores son sustancias químicas que protegen al metal contra el ataque electroquímico de soluciones agresivas. El principio del funcionamiento de los inhibidores es formar en la superficie misma de los electrodos de la pila causante de la corrosión, sea un compuesto insoluble, sea la fijación de una determinada materia orgánica, con el objeto de polarizar la pila de corrosión. Los hay de dos tipos, aunque a veces se utiliza una combinación de ambos: —inhibidores anódicos— hidróxido sódico, carbonato, silicato y barato de sodio, ciertos fosfatos, cromato sódico, nitrito y benzoato de sodio, etc; —inhibidores catódicos— sulfato de cinc, sulfato de magnesio, bicarbonato de calcio, etc.

Los inhibidores anódicos actúan formando un compuesto insoluble, el cual precipita en los lugares anódicos, evitando la reacción anódica y por tanto, inhibiendo todavía más la corrosión. Por ejemplo para una superficie metálica de hierro tratada con solución de cromato de sodio:

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e–

Fe2+(aq) + CrO4

2–(aq) FeCrO4(s)

Además el sodio al poseer un potencial normal de reducción menor que el hierro, actúa como ánodo de sacrificio protegiendo aún más al hierro de la corrosión.

Na(s) Na2+(aq) + e– E°Red = –2,714 Se oxida (ánodo)

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E°Red = –0,44 No se oxida (cátodo)

4. Escriba y explique un ejemplo de protección catódica.

La protección catódica es un proceso en donde el metal que va a ser protegido de la corrosión se convierte en cátodo de una celda electroquímica. Normalmente un metal se oxida por actuar como ánodo pero al colocarle junto a él otro metal de menor potencial de reducción estándar en éste se produciría la oxidación por lo que actuaría como ánodo y el

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primer metal se convertiría en cátodo por tener un potencial de reducción estándar mayor que el segundo. El metal que se coloca para que se oxida en lugar del que se desea proteger recibe el nombre de ánodo de sacrificio.

Por ejemplo ara proteger tuberías de hierro subterráneas se coloca un ánodo de sacrificio de magnesio pues su potencial de reducción estándar es menor que del hierro por lo tanto el magnesio se oxida convirtiéndose en ánodo y el hierro no por volverse cátodo.

Fe(s) Fe2+(aq) + 2e– E°Red = –0,44 No se oxida (cátodo)

Mg(s) Mg2+(aq) + 2e– E°Red = –2,37 Se oxida (ánodo)

5. Escriba las reacciones de formación del azul de Prusia y del azul de Turnbull

Azul de Prusia: Ferrocianuro férrico o hexacianoferrato (II) de hierro (III)

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4– Fe4[Fe(CN)6]3

Azul de Turnbull: Ferricianuro ferroso o hexacianoferrato (III) de hierro (II)

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– Fe3[Fe(CN)6]2

6. Interprete el fenómeno que muestra la foto 35.

La formación del precipitado azul indicaría la presencia de iones ferrosos o iones férricos para formar el azul de Turnbull o azul de Prusia respectivamente. Este sólido azul aparace en la punta y la cabeza de los clavos y además en el recodo de los clavos doblados por ser lugares donde el metal es más activo al haber sido sometido a mayor tensión razón por la cual en estas partes es más factible que el hierro se oxide siendo éstas las zonas anódicas.

La coloración rojo grosella del gel alrededor de cada clavo en las partes donde no se formó el precipitado azul indica que es estos lugares se produjo la reducción del oxígeno produciéndose iones hidróxido por lo que aumenta la basicidad lo que hace virar de color la fenolftaleína presente en el gel indicador. En estas zonas se produce la reducción por lo tanto son zonas catódicas.

En el tubo de ensayo con un clavo y un alambre de cobre amarrado a la cabeza se ve que sobre toda la superficie del clavo se formó el precipitado azul por lo que se deduce que el hierro se oxida por lo tanto actuaría como cátodo. Alrededor del alambre de cobre se ve una marcada coloración rosa por lo que se deduce que en el cobre se lleva a cabo la reducción actuando como cátodo. Estas observaciones corresponden con la teoría pues el potencial de reducción del hierro es menor que del cobre por lo tanto el hierro debe oxidarse actuando como ánodo y el cobre reducirse actuando como cátodo.

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En el tubo de ensayo con un clavo normal se ve la formación de sólido azul en la cabeza y la punta y coloración rosa alrededor del resto del clavo. Esto indica que la cabeza y la punta del clavo actúan como zonas anódicas y el resto del clavo como zona catódica. Esto está de acuerdo con la teoría pues actúan como ánodo las zonas donde hay mayor tensión, donde el metal es más activo, produciéndose aquí la oxidación del metal.

En el tubo de ensayo que tiene un clavo con una granalla de zinc unida a su cabeza no se observa la formación del precipitado azul pero sí una coloración rojo grosella en el gel alrededor del clavo, esto indica que el clavo de hierro actúa como cátodo y como no se oxida el hierro no hay iones ferroso ni férrico y por lo tanto no se puede formar ni azul de Turnbull ni azul de Prusia; en cambio sobre el clavo se produce la reducción del oxígeno a iones hidróxido lo que hace virar el color de la fenolftaleína contenida en el gel. Por otro lado el que se estaría oxidando es el zinc aunque no se observe cambios en éste; esto no contradice la teoría pues el zinc tiene un potencial normal de reducción menor que del hierro por lo tanto debe oxidarse en lugar del hierro. Aquí la granalla de zinc funciona como un ánodo de sacrificio.

X. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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