QUÍMICA I

LABORATORIO 8

CORROSIÓN DE METALES

1. INTRODUCCIÓN

Estamos seguros que el alguna ocasión hemos notado en un metal, en especial en el hierro su

cambio de color a un color algo amarillento rojizo, y hemos dicho que dicho metal se ha “oxidado”,

pues 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.

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, y algo que tenemos que entender es que

esta definición que damos en esta parte 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.

Lo que haremos en esta Práctica será demostrar experimentalmente el papel de ánodos de sacrificio para evitar que el hierro se corroa, pues el hierro es uno de los metales que con mayor facilidad se corroen, utilizaremos la ayuda de indicadores como el hexacianoferrato de Potasio y la fenoltaleína para que nos ayuden a darnos cuenta si el metal se está oxidando o si se está reduciendo.

Lo que queremos lograr con estas experiencias es que podamos elegir el mejor ánodo de sacrificio para la técnica de protección catódica del hierro, además de generar medios en los que se pueda observar la corrosión del hierro aprendiendo a reconocer la misma mediante la observación directa y el uso de indicadores selectivos.

2. OBJETIVOS

Generar medios en los que se pueda observar la corrosión del hierro aprendiendo a reconocer la misma mediante la observación directa y el uso de indicadores selectivos.

Elegir el mejor ánodo resacrificio para la técnica de protección catódica del hierro. Plantear las ecuaciones químicas de las reacciones implicadas en los procesos de corrosión,

su reconocimiento y protección de la misma.

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3. FUNDAMENTO TEÓRICO

Se denomina corrosión al proceso de destrucción de los metales y sus aleaciones, provocado por la acción química o electroquímica.

La corrosión causa un enorme daño a la economía de los países. Esto se manifiesta en la pérdida irreversible anualmente de millones de toneladas de metales. Por ejemplo, a causa de la corrosión se pierde cerca del 10% de todo el metal ferroso producido.

En una serie de industrias, aparte de las pérdidas, los óxidos de los metales formados como resultado de la corrosión, impurifican los productos. Para evitarlo se generan gastos adicionales, especialmente en la industria alimenticia y en la fabricación de reactivos químicamente puros etc.

NATURALEZA DE LA CORROSIÓN

La corrosión se subdivide en:

Química.

Electroquímica.

Corrosión química.

Por corrosión química se entiende la destrucción del metal u otro material por la acción de gases o líquidos no electrolíticos (gasolina, aceites etc.).

Un ejemplo típico de corrosión química es la oxidación química de metales a altas temperaturas.

En la corrosión química, sobre la superficie del metal se forma una película de óxidos. La solidez de esta película es diferente para los diferentes metales y aleaciones. En las aleaciones de hierro con carbono, la película de óxidos es débil, se destruye con facilidad y la oxidación continua realizándose hacia el interior de la pieza.

En otros metales y aleaciones las películas de óxido son muy resistentes. Por ejemplo, al oxidarse el aluminio, sobre su superficie se origina una película firme de óxidos que protege el metal contra la oxidación ulterior.

Corrosión electroquímica.

Se denominan así a los procesos que se desarrollan por acción de electrólitos sobre el metal.

Los procesos electrolíticos pueden ser muy complejos en dependencia de la naturaleza del metal y del electrólito, pero en general corresponden a una reacción de oxidación -reducción, en la que el metal sufre un proceso de oxidación y se destruye (se disuelve). Al mismo tiempo el hidrógeno presente en la solución acuosa se reduce y se desprende oxígeno elemental de la disolución que corroe adicionalmente el metal.

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Las aguas naturales que contienen sales, el aire húmedo, las soluciones ácidas, de álcalis o salinas son los electrólitos más comunes con los que entran en contacto los metales en la práctica.

La tendencia de los metales a ceder a la disolución sus iones, se llama presión de disolución. Cada metal tiene su propia presión de disolución. A consecuencia de esto, si se colocan diferentes metales dentro de un mismo electrólito, cada uno adquiere diferente potencial eléctrico y forman pares galvánicos.

En estos pares el metal con potencial mas bajo (mayor presión de disolución), pasa a ser el ; ánodo y se destruye, es decir se oxida o pasa a la disolución. El segundo metal con potencial mayor actúa como cátodo y no se disuelve.

Con esto se explican los procesos que se desarrollan durante la corrosión electroquímica de los metales técnicos (aleaciones). Al sumergir tal metal en el electrolítico, sus diferentes partes adquieren diferentes potenciales y como en el interior del metal estos componentes están en corto circuito, entonces este sistema se puede considerar como un conjunto de múltiple pares galvánicos conectados

La destrucción del metal comienza desde la superficie del sistema metal-medio y se propaga paulatinamente dentro del metal.

TIPOS DE CORROSIÓN

Las destrucciones por corrosión pueden dividirse en los siguientes tipos principales:

Corrosión uniforme.

Corrosión local.

Corrosión intercristalina.

Corrosión uniforme.

El metal se destruye en forma uniforme por toda la superficie. Este tipo de corrosión se observa con más frecuencia en metales puros y en aleaciones del tipo de solución sólida homogéneas, dentro de medios muy agresivos, que impiden la formación de la película protectoras.

Corrosión local.

En este caso, la destrucción se produce en algunas regiones de la superficie del metal. La corrosión local aparece como resultado de la rotura de la capa de protección de óxidos u otra; de los puntos afectados la corrosión se propaga al interior del metal. Este tipo de corrosión es mas común en aleaciones de múltiples componentes. Los defectos de la superficie (rasguños, rebabas etc.) favorecen el desarrollo de la corrosión local.

Corrosión intercristalina.

Se trata de la destrucción del metal o la aleación a lo largo de los límites de los granos. La corrosión se propaga a gran profundidad sin ocasionar cambios notables en la superficie y por eso puede ser causa de grandes e imprevistas averías.

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4. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

INDICADOR DE HIERRO II:

EXPERIMENTO 1

Para realizar esta primera experiencia agregamos en un tubo de ensayo 3 mL de sulfato ferroso 0,1 M, luego adicionamos 1 gota de hexacianoferrato de potasio.

EXPERIMENTO 2

Para esta experiencia colocamos en tres tubos de ensayo 3 mL de Hidróxido de Sodio 0,1 M, Cloruro de Sodio 0,1 M y Ácido Sulfúrico 0,1 M respectivamente, luego introducimos en cada tubo un clavo y los dejamos reposar por el espacio de unos 10 minutos aproximadamente. Durante esos diez minutos fuimos observando detenidamente lo que ocurría con cada clavo, el resultado final al pasar los diez minutos lo vemos en la figura 4.2.

Tras hacer la observación debida de cada tubo con el clavo dentro, vertimos un poco de la solución en se encuentra en cada tubo de ensayo, uno por uno en una luna de reloj y agregamos dos gotas de fenoltaleína y además en otro poco de la solución echamos una gota de Hexacianoferrato de Potasio.

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Figura 4.1Sulfato Ferroso con

Hexacianoferrato de Potasio

Figura 4.2De izquierda a derecha: Ácido sulfúrico, Hidróxido de sodio, Cloruro de Sodio

EXPERIMENTO 3ÁNODO DE SACRIFICIO

En este experiencia lo que hicimos fue armar celdas galvánicas, colocamos 40 mL de cloruro de sodio al 3,5% y 5 gotas de fenoltaleína en dos vasos de precipitación. Luego conectamos ambos vasos con una tira de papel de filtro humedecido con una solución saturada de Nitrato de Potasio (puente salino).

En uno de los tubos sumergimos un clavo de hierro y en el otro una lámina de cobre. Los electrodos se conectaron a un voltímetro por medio de unos alambres provistos de cocodrilos, de tal manera que el electrodo de hierro esté siempre conectado al terminal negativo del voltímetro.

Lo mismo fuimos haciendo con diferentes metales: Aluminio, Zinc, Magnesio y Plomo, en cada caso fuimos verificando los datos obtenidos de voltaje, los datos obtenidos fueron los siguientes:

Terminal Positivo (Ánodo)

Terminal Negativo (Cátodo)

Ecelda

(Voltios)Formación de OH-

¿Ánodo o cátodo?

¿Se produjo un ánodo de sacrificio?

Hierro Aluminio -0.293 AluminioHierro Cobre 0.2 HierroHierro Zinc -0.56 ZincHierro Magnesio -1.1 MagnesioHierro Plomo 0.05 No

EXPERIMENTO 4LOCALIZACIÓN DE LAS ZONAS ANÓDICAS Y CATÓDICAS DE UN METAL DEFORMADO

En esta última experiencia teníamos como muestrarios dos placas petri, las cuales contenían clavos en medio de colapís, en ciertas partes del clavo se veían distintos colores, los cuales explicaremos en la parte de Observaciones y conclusiones de nuestro informe. Se nos informó que dichas placas petri fueron elaboradas por los alumnos que trabajaron la misma práctica en el laboratorio anterior, y nuestro objetivo era poder realizar el mismo trabajo. Para ello seguimos el siguiente procedimiento: Preparamos una disolución de Agar-Agar (Colapís) utilizando 4 g

de Agar-agar en 100 mL de una solución de cloruro de sodio al 3% en un vaso de 150 mL, pusimos a hervir ligeramente con agitación constante y dejamos enfriar un poco la disolución.

Cuando la disolución estuvo templada, añadimos de 12 gotas de Hexacianoferrato de Potasio y 12 gotas de Fenoltaleína siempre con agitación.

Teniendo dos placas petri, colocamos en una un calvo normal y un clavo doblado y en la otra enclavo recubierto en parte de papel aluminio hasta la mitad aproximadamente.

En cada placa echamos la disolución preparada anteriormente de manera que los clavos y el aluminio queden completamente cubiertos por la disolución.

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Figura 4.3Ánodo de Sacrificio

Figura 4.4Solución de Agar-Agar

Una vez realizado todo este procedimiento dejamos las placas reposando, y utilizamos las que ya estaban cuajadas para poder observar los resultados.

5. OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES

EXPERIENCIA 1-2

CORROSIÓN DEL HIERRO

Al verter las gotas de Hexacianoferrato de Potasio en la experiencia 1 a la solución de sulfato ferroso, la solución se torna azul, indicándonos la presencia de Fe+2.

Fe2+ + k+ + (Fe(CN)6)3- → KFe(Fe(CN)6)

En la experiencia 2 pudimos notar que el medio en el que se aprecia una corrosión intensa es en el ácido sulfúrico, en el que pudimos notar la formación de burbujas en la superficie del clavo, en los otros dos medios no pudimos notar ninguna variación (Figura 4.2), por lo que suponemos que no se produjo corrosión, además, podemos suponer esto ya que al añadir a estas soluciones hexacianoferrato de Potasio sólo hubo cambio de color a azul en el ácido sulfúrico, en los otros hubo cambio de color con la fenoltaléina a rojo, indicándonos que se produjo una reducción y no una oxidación.

EXPERIENCIA 3

ÁNODO DE SACRIFICIO

De la experiencia podemos entender que un ánodo de sacrificio es un metal muy electropositivo que tiene un potencial de oxidación elevado. Esto quiere decir que éste ánodo tiene una gran tendencia a oxidarse.

Debemos recordar que todas las sustancias, materiales, etc. se oxidan. La única diferencia es la velocidad a la cual se produce este fenómeno, por lo tanto, para evitar que cualquier metal, en este caso el hierro, el cual es un metal que se oxida con facilidad, se oxiden se usa el llamado ánodo de sacrificio.

En esta experiencia el metal que no sirve como ánodo de sacrificio es el plomo, pues la diferencia de potencial era casi nula, entendiendo que ni se oxida ni se reduce. Además, al Hierro lo podemos usar como ánodo resacrificio del Cobre, pues con el cobre quien se oxida es el Hierro y quien se reduce es el cobre.

Resumiendo, el ánodo de sacrificio protege a un metal oxidándose y haciendo que el metal protegido se reduzca, es decir, evita que se oxide.

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EXPERIMENTO 4

LOCALIZACIÓN DE ZONAS ANÓDICAS Y CATÓDICAS DE UN EMTAL DEFORMADO

En las figuras tenemos remarcadas las zonas en las que encontramos variación de color tanto por la fenoltaleína como por el hexacianoferrato de Potasio, la zona catódica se reconoce gracias a la fenoftaleína ya que su color pasa a rojo con la presencia de hidróxidos, y podemos reconocer la presencia de los iones Fe2+ y Fe3+ gracias al K3[Fe(CN)]6 ya que ante la presencia de estos se torna azul.

En la figura 5.1 notamos que las marcas azules se encuentran en las esquinas del clavo o en la zona donde está el doblés, entendiendo así entonces que la corrosión inicia en estas partes.

En la figura 5.2 el clavo no se corroe ya que el aluminio está protegiendo al hierro de la corrosión, teniendo así que corroerse primero el aluminio antes que el hierro.

6. BIBLIOGRAFÍA

TECSUP –PFR (2011), Manual de Laboratorio de Química I: Práctica Nº 7

SABELOTODO, “Corrosión de Metales”, Recuperado el 03 de julio de 2011 de:

http://www.sabelotodo.org/metalurgia/corrosion.html

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Figura 5.1Clavos en solución de Colapís

Figura 5.2Clavo protegido por Aluminio