ingenierÍa y control de corrosiÓn

Dr. Ricardo Orozco Cruz © Unidad AntiCorrosión - II - UV

INGENIERÍA Y CONTROL DE CORROSIÓN

Dr. Ricardo Orozco Cruz

Instituto de Ingeniería Universidad Veracruzana

Ingeniería Metalurgica y Ciencia de los Materiales


Unidad 2

TERMODINÁMICA ELECTROQUÍMICA Y

POTENCIAL DE ELECTRODO


Instituto de Ingeniería Universidad Veracruzana


Energía Libre

Las diferencias de potencial electroquímico son el origen de que unas regiones actúen anódicamente frente a otras que lo hacen catódicamente.

La medida de este potencial permite precisar la mayor o menor

tendencia termodinámica a la disolución de cada metal o aleación.

KRTGG ln0

Para una reacción electroquímica:

nFEG


Igualando ambas expresiones, de manera que para una reacción general del tipo:

nedDcCbBaA

nFEBADCRTGbadc )()(/)()(ln

0

badcBADCnFRTEE )()(/)()(ln/

0 Y por tanto:

E0 representa el cambio de energía libre estándar para la reacción electroquímica en cuestión y se conoce como: POTENCIAL NORMAL O ESTANDAR

Ec. 1


Teniendo una reacción de Corrosión donde se alcanza un equilibrio en el cual el intercambio entre átomos metálicos y sus iones se realiza a igual velocidad en ambos sentidos se tiene:

neMeMen

Aplicando la Ec. 1

)ln(/0 n

MenFRTEE

Esta es la ecuación de Nernst y define el valor del potencial de electrodo en función de la actividad de sus iones en solución


Cuando se alcanzan condiciones de equilibrio en el sistema Me Men+ + ne-, la variación de energía libre G es cero, por tanto:

nFEG 0

Como n≠0 y F≠0, significa que E=0, por lo tanto:

)ln(/00 n

MenFRTEE

De donde:

)ln(/ n

MenFRTE


Cuando un metal se sitúa en contacto con una solución que contiene sus iones, una vez que se llega a condiciones estacionarias se alcanza un potencial común al sistema metal-electrolito conocido como potencial de equilibrio, cuyo valor es:

)ln(/0 n

MenFRTEE

Recordar: estado estacionario y POTENCIAL MIXTO


Equilibrio Termodinámico

2H+ + 2e- H2

• El potencial al cual ocurre esta reacción en una

solución de composición dada se conoce como: Potencial de Equilibrio

• La concentración de reactantes controla la rapidez de la reacción y por lo tanto el potencial de equilibrio

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Ejemplo:

Entonces: ΔG° – Determina la POSIBILIDAD de que la reacción se lleve a cabo. Mg + H2O + ½O2 → Mg(OH)2; ΔG° = -596 kJ/mol Cu + H2O + ½O2 → Cu(OH)2; ΔG° = -119 kJ/mol Los metales nobles no se corroen: Au + 3/2 H2O + ¾ O2 ← Au(OH)3; ΔG° = 66 kJ/mol Muchos metales son “corroibles” → forman una delgada capa de óxido → la “pasivación” los hace menos corroibles.


2.1. Potenciales de Electrodo Antes de llegar a este tema es importante conocer algunas reacciones electroquímicas:

Reacciones Electroquímicas: Ejemplo:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Cl- no cambia en la reacción.

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2

Oxidación (Reacción Anódica) – Aumenta la valencia o produce e

Zn = Zn2+ + 2e

Reducción (Reacción Catódica) – disminuye la valencia o consume e

2H+ + 2e = H2

Estas son reacciones parciales – ambas ocurren en el metal.

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