EXPERIMENTO Nº 3: “CORROSIÓN”

Objetivos:

Analizar los efectos de ácidos bases y sales en la corrosión del hierro.

Fundamento Teórico:

Corrosión

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. A grandes rasgos 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.

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.

Aunque el aire atmosférico es el medio más común, las soluciones acuosas son los

ambientes que con mayor frecuencia se asocian a los problemas de corrosión. En el

término solución acuosa se incluyen aguas naturales, suelos, humedad atmosférica,

lluvia y soluciones creadas por el hombre. Debido a la conductividad iónica de estos

medios, el ataque corrosivo es generalmente electroquímico.

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”.

En los procesos de corrosión electroquímica de los metales se tiene simultáneamente un

paso de electrones libres entre los espacios anódicos y catódicos vecinos, separados

entre sí, según el esquema siguiente:

Fenómeno anódico: Ed1 Ec1 + n e-

Fenómeno catódico: Ec2 + n e- Ed2

Lo que entraña una corriente electrónica a través de la superficie límite de las fases. En

el proceso anódico, el dador de electrones, Ed1, los cede a un potencial galvánico más

negativo, y dichos electrones son captados en el proceso catódico por un aceptor de

electrones, Ec2, con potencial más positivo.

Como vemos 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: 2Fe 2Fe 2+ + 4e-

Reacción catódica: O2 + 2H2O + 4e- 4OH-

Por supuesto que existen diferentes reacciones anódicas y catódicas para los diferentes

tipos de aleaciones expuestas en distintos medios.

Materiales:

5 tubos de ensayo. 4 clavos. Reactivos: Soluciones 0,1 M de:

Solución patrón: Solución de

Papel indicador.

Procedimiento:

Poner un clavo limpio (lijado) en cada uno de los 5 tubos de ensayo, tenga cuidado de no romper el fondo del tubo con el clavo.

Cubra cada clavo con las siguientes soluciones 0,1M: NaOH, Na2Cr2O7, NaCl y HCl, respectivamente.

Na2Cr2O7 HCl NaOH NaCl aire

Determinar la concentraron aproximada del ion de cada solución usando papel de tornasol o indicado universal, esto es necesario para saber si la solución inicial es acida, neutra o básica.

Na2Cr2O7: baseHCl : acidoNaOH : baseNaCl : sal

Deje las soluciones con el clavo durante 50 minutos

Después que ha transcurrido todo este tiempo, añadir a cada una de las soluciones, una o dos gotas de ferrocianuro de potasio 0,1M. Observar y anotar cualquier cambio.

K3Fe (CN)6

Resultados:

Luego dejar los tubos 50 minutos y agregar ferrocianuro de potasio [K3Fe (CN)6] observamos que los tubos de ensayo toman la siguiente apariencia:

Na2Cr2O7 HCl NaOH NaCl aire

En el tubo que contenía la solución de Na2Cr2O7 se torno de color naranja, la solución de HCl tomo coloración azul, debido a la oxidación anódica del Fe(s). Se forma un complejo de color azul entre el Fe2+ y el [Fe (CN)6]3-.

Fe(s) ↔ Fe2+(aq) + 2 e-

K3Fe(CN)6 ↔ [Fe(CN)6]3- + 3 K+

Fe2+ + [Fe(CN)6]3- ↔ Fe[Fe(CN)6]-

, la solución de NaOH tomo un color amarillo pálido al igual que la solución de NaCl.

Conclusiones:

1.- El proceso de corrosión debe ser visto como un hecho que pone en evidencia el proceso natural de que los metales vuelven a su condición primitiva y que ello conlleva al deterioro del mismo. No obstante es este proceso el que provoca la investigación y el planteamiento de fórmulas que permitan alargar la vida útil de los materiales sometidos a este proceso.

2.- Los metales tienen diferente resistencia a la corrosión

3.- Los metales reaccionan en variadas formas ante los factores de la corrosión

4.- Los principales factores de corrosión son: el oxígeno, el agua, los ácidos y el azufre.

Con el ferrocianuro potásico se ha podido determinar si el precipitado obtenido era correspondiente a un compuesto de Fe(II) o Fe (III), se pasa de color amarillo a verde o azul se puede decir que el precipitado es de Fe (II) puesto que el ferrocianuro reacciona con este catión dando ese color característico.