CORROSIÓN Y EL DESGASTE EJERCCIOS

CORROSIÓN Y EL DESGASTE (EJERCICIOS DESARROLLADO)  DESARROLLADO)  1. Supongamos que 10 g de Sn2 + se disuelven en 1000 ml de agua para producir un electrolito. Calcular el potencial de electrodo del estaño medio de células. Solución: La concentración del electrolito es: C = 10 g / 118,69 g / mol = 0,0842 M El potencial del electrodo de la ecuación de Nernst es: E = -0,14 + (0,0592 / 2) log (0.0842) = -0,172 V Tenga en cuenta que el logaritmo es a la base 10 en esta ecuación. 2. Un medio de células produce disolviendo cobre en el agua produce un potencial de electrodo de +0,32 V. Calcular la cantidad de cobre que debe haber sido añadido a 1000 ml de agua para producir este potencial. Solución: De la ecuación de Nernst, con E o = 0,34 y el peso molecular de cobre de 63,54 g / mol, se encuentra el número de gramos de "x", agregó a 1000 ml de la solución. Para Cu2+, n = 2. 0,32 = 0,34 + (0,0592 / 2) log (x / 63.54) log (x / 63,54) = (-0,02) (2) / 0,0592 = -0,67568 x / 63,54 = 0,211 o x = 13,4 g de Cu por 1000 ml H2O 3. Un potencial de electrodo de platino en un medio de células es 1,10 V. Determinar la concentración de Pt4+ iones i ones en el electrolito. Solución: De la ecuación de Nernst, con Eo = 1,20 y el peso molecular de platino de 195,09 g / mol, podemos encontrar la cantidad "x" de Pt añadido por 1000 ml de solución. Para Pt, n = 4. 1,10 = 1,20 + (0,0592 / 4) log (x / 195.09) log (x / 195.09) = -6.7568 x / 195,09 = 0,000000175 0,000000175 >>>>>>>>

x = 0.00003415 Pt g por por 1000 ml de de H2O

4. Una densidad de corriente de 0,05 A/cm2 se aplica a un cátodo 150-cm2. ¿Qué período de tiempo se requiere para una placa de recubrimiento 1-mm de grosor de plata en el cátodo? Solución: La corriente en la célula es I = iA = (0,05 A/cm2) (150 cm2) = 7,5 A El peso de plata que debe ser depositado para producir un mm 1 = 0,1 cm capa gruesa es la siguiente: w = (150 cm2) (0,1 cm) (10,49 g/cm3) = 157,35 g De la ecuación de Faraday, con n = 1 para la plata: 157,35 g = (7,5 A) (t) (107.868 g / mol) / (1) (96.500 C) t = 18769 s = 5, 21 h 5. Queremos producir 100 g de platino por hora en un cátodo de 1000 cm2 por electrodeposición. ¿Qué densidad de placas actual se requiere? Determinar la corriente requerida. Solución: En la ecuación de Faraday, n = 4 para el platino, que tiene una relación atómica peso de 195,09 g / mol. El peso de platino que debe estar depositada por segundo es 100 g / 3600 s / h = 0,02778 g / s. 0, 02778 g / s = (i) (1000 cm2) (195, 09 g / mol) / (4) (96.500 C) i = 0,055 A/cm2 El actual deberá ser: I = iA = (0,055 A/cm2) (1000 cm2) = 55 A 6. Una placa de acero 1-m-cuadrado está recubierta por ambas caras con una capa de 0,005 cm de espesor de zinc. Una densidad de corriente de 0,02 A/cm2 se aplica a la placa en una solución acuosa. Suponiendo que el cinc se corroe de manera uniforme, determinar la longitud de tiempo requerido antes de que el acero está expuesto. Solución: El área de superficie incluye ambos lados de la placa: A = (2 lados) (100 cm) (100 cm) = 20.000 cm2 El peso de zinc que debe ser eliminado por la corrosión es: w = (20.000 cm2) (0,005 cm) (7.133 g/cm3) = 713,3 g De la ecuación de Faraday, donde n = 2 para el zinc:

713, 3 g = (0, 02 A/cm2) (20.000 cm2) (t) (65.38 g/cm3) / (2) (96.500 C) t = 5264 s = 1,462 h

7. Un tubo de cobre de 2 pulgadas de diámetro interior, de 12 pies de largo de distribución en un sistema de tuberías es accidentalmente conectado al sistema de alimentación de una planta de fabricación, haciendo que una corriente de 0,05 A a fluir a través de la tubería. Si el espesor de la pared del tubo es de 0,125 pulgadas, estimar el tiempo necesario antes de que el tubo comienza a escaparse, suponiendo una tasa uniforme de corrosión. Solución: Si el tubo corroído uniformemente, esencialmente la totalidad de la tubería tendría ser consumido antes de fugas. El volumen de material en la tubería, que tiene un diámetro interior de 2 pulg. y un diámetro exterior de 2,25 pulg., es: V = (π / 4) [(2,25 pulg) 2 - (2 pulg) 2] (12 pies) (12 pulg / ft.) = 120,17 cm3 La densidad del cobre es de 8,96 g/cm3 = 0,323 lb/ pulg 3. El peso del material que se corroe es: w = Vr = (120.17 in3) (0,323 lb/ pulg 3) = £ 38.81 = 17.621 g De la ley de Faraday, con n = 2 para el cobre: 17.621 g = (0,05 A) (t) (63,54 g / mol) / (2) (96.500 C) t = 1,07 × 10 elevada a la 9 s = 34 años 8. Una superficie de acero de 10 cm x 100 cm está recubierto con una capa gruesa de 0,002 cm cromo. Después de un año de exposición a una celda electrolítica, la capa de cromo es completamente eliminado. Calcular la densidad de corriente necesaria para llevar a cabo esta eliminación. Solución: El volumen y el peso de cromo que se debe eliminar son: V = (10 cm) (100 cm) (0,002 cm) = 2 cm3 w = (2 cm3) (7,19 g/cm3) = 14,38 g Hay 31,536 × 106 s por año. El área de superficie del cromo es(10 cm) (100 cm) = 1000 cm2. De la ley de Faraday, con n = 3 para cromo: 14,38 g =(i) (1000 cm2) (31.536 × 106 s) (51,996 g / mol) / (3) (96.500 C)

i = 2,54 × 10-6 A/cm2 La corriente es (2,54 × 10-6 A/cm2) (1000 cm2) = 2.54 × 10-3 A = 2,54 mA 9. Una celda de corrosión se compone de una lámina de cobre de 300 cm2 y 20 cm2 de una chapa de hierro,con una densidad de corriente de 0,6 A/cm2 aplicado al cobre. ¿Qué material es elánodo? ¿Cuál es la tasa de pérdida de metal del ánodo por hora? Solución: En la celda de Cu-Fe, el hierro es el ánodo. I = iCuACu = iFeAFe (0, 6 A/cm2) (300 cm2) = I fe (20 cm2) IFE = 9 A/cm2 La pérdida de peso de hierro por hora (3600 s) es: w = (9 A/cm2) (20 cm2) (3600 s) (55.847 g / mol) / (2) (96.500 C) = 187,5 g de hierro perdido por hora 10. Una celda de corrosión se compone de una lámina de cobre de 20 cm2 y 400 cm2 una chapa de hierro, con una densidad de corriente de 0,7 A/cm2 aplicado al cobre. ¿Qué material es el ánodo? ¿Cuál es la tasa de pérdida de metal del ánodo por hora? Solución: En la celda de Cu-Fe, el hierro es el ánodo. I = iCuACu = iFeA Fe (0, 7 A/cm2) (20 cm2) = Ife (400 cm2) IFE = 0,035 A/cm2 La pérdida de peso de hierro por hora (3600 s) es: w = (0,035 A/cm2) (400 cm2) (3600 s) (55.847 g / mol) / (2) (96.500 C) = 14,58 g de hierro perdido por hora Tenga en cuenta que la tasa de pérdida de hierro por hora cuando el área es grande ánodo es mucho menor que la tasa de pérdida de hierro cuando el área del ánodo es pequeña.

11. Una densidad de corriente de 0,1 A/cm2 se aplica a la plancha en una célula de corrosión de hierro-zinc. Calcular la pérdida de peso de zinc por hora (a) si el zinc tiene un área de superficie de 10 cm2y el hierro tiene un área de superficie de 100 cm2 y (b) si el zinc tiene un área de superficie de100 cm2  y el hierro tiene un área de superficie de 10 cm2. Solución: (a) I = iFeAFe = (0,1 A/cm2) (100 cm2) = 10 A WZN = (10 A) (3,600 s) (65,38 g / mol) / (2) (96.500 C) = 12,2 g de Zn perdido por hora (b) I = iFeAFe = (0,1 A/cm2) (10 cm2) = 1 A WZN = (1 A) (3,600 s) (65,38 g / mol) / (2) (96.500 C) = 1,22 g de Zn perdido por hora La pérdida de zinc se acelera cuando la zona del ánodo de zinc es pequeña. 12. A 800 º C, el hierro se oxida a una velocidad de 0,014 g/cm2 por hora; en 1000 º C, el hierro se oxida a una velocidad de 0,0656 g/cm2 por hora. Suponiendo una tasa de oxidación parabólica, determinar la temperatura máxima a la que el hierro puede llevarse a cabo si la velocidad de oxidación es estar menos de 0,005 g/cm2 por hora. Solución: La velocidad viene dada por una ecuación de Arrhenius, tasa = AEXP (Q/RT). Nosotros Puede encontrar las constantes A y Q de los datos facilitados. 0,014 g/cm2.h = AEXP (-Q / (1.987 cal / mol.K) (800 + 273K) 0,0656 = g/cm2.h AEXP (-Q / (1.987 cal / mol.K) (1000 + 273K) Tomando logaritmos de ambos lados: -4,2687 = Ln A - 0.0004690Q -2,7242 = Ln A - 0.0003953Q 1.5445 = 0.0000737 Q o Q = 20.957 cal / mol -4,2687 = Ln A - (0,000469) (20.957) ln A = 5,56 A= 260

Para mantener la velocidad de oxidación por debajo de 0,005 g/cm2.h, la temperatura máxima es: tasa = 260 exp (-20957 / RT) = 0,005 ln (0.005/260) = -20.957 / (1,987) (T) ln (0.00001923) = -10.859 = -10.547 / T  T = 971 K = 698oC