Reporte de Corrosion

 

 

Integrantes: Gamboa

Valle

José

Profesor: Susana

Norzagaray

Materia: Corrosión

y

Trabajo: Reporte

Carrera: Ingeniería

de

prácticas

en

Mexicali B.C a viernes 7 de diciembre del 2018.

Mizael

Plasencia

degradación

de

laboratorio

Materiales

 

Introducción

Se realizó dos prácticas de laboratorio donde se observó diferentes fenómenos. En nuestras prácticas de laboratorio número 2 se miró lo que es la formación de una celda galvánica. Desde la preparación de las soluciones, los materiales que se requirieron y como se construyó esta celda para cumplir con la práctica. Posteriormente en nuestra practica de número 3 yseCuSO4, observóque la pasos reacción de varias probetas sometidas a las soluciones ZnSO4 se llevaron a cabo para estas pruebas y la reacción que tuvieron .

 

Marcos teórico La corrosión debe ser definida como un proceso electroquímico, donde toda la superficie del sustrato, sujeto a la corrosión, es oxido y transferido del estado sólido a solución u otro estado, acompañado por la reducción simultanea de algún componente del medio corrosivo.

La corrosión puede ser clasificada basándose en tres factores:   Naturaleza del medio corrosivo   Mecanismo de corrosión   La apariencia del metal corroído

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El último factor es el que más común, basados en la apariencia microscópica o macroscópica se observan los siguientes tipos:   Galvánica   Erosión

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  Picaduras   Corrosión por esfuerzo

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-  La corrosión galvánica ocurre cuando dos metales diferentes son expuestos a una solución electrolítica o conductora. No necesariamente deben ser dos metales diferentes, un solo metal puede presentar factores que provocan la presencia de áreas catódicas y anódicas. -  La corrosión por erosión se presente cuando el electrolito o material corrosivo, está fluyendo, golpeando el material continuamente y se tiene un cierto desgaste. -  La corrosión por picaduras es la formación de hoyos en una superficie relativamente libre de ataque. Es un proceso lento pero puede ser causa de fallas inesperadas.

 

-  El rompimiento rompimiento o falla de un material que está está sometido sometido a fuerzas de tensión tensión y la precedencia de un medio corrosivo específico se le denomina corrosión por esfuerzos.

Polarización electroquímica La polarización es el cambio de potencial de un electrodo (potencial de equilibrio) a medida que la corriente fluye de él o hacia él. Existen diferentes causas de la polarización:   Concentración iónica

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Localizada en las zonas anódicas y catódicas aumentadas o disminuidas debido a que la alta difusión de iones en un medio liquido es lenta.   Películas de superficie o de pasiva

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Puede estar presentes antes de que el metal se ponga en contacto con la solución o formarse posteriormente como productos de las reacciones de corrosión. Estas películas impiden o disminuyen la difusión de los iones.

Diagrama de Tafel La técnica de extrapolación de Tafel, proporciona otra forma de determinar la velocidad de corrosión de una muestra metálica, de igual forma se puede expresar en:   Unidades de velocidad de penetración   Unidades de velocidad de pérdida de masa.

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Con las gráficas de Tafel, se puede determinar qué tipo de cinética controla la velocidad de la reacción electroquímica (control por activación o control por difusión). La técnica de extrapolación de Tafel se aplica en un intervalo de –250 mV a +250 mV alrededor del Ecorr .

 

También muestra las pendientes de Tafel βa y βc, éstas tienen unidades unidade s de Volts por década, donde una década es un orden de magnitud de densidad de corriente. 

    La dirección positiva del potencial del electrodo de trabajo, indica una condición de oxidación progresiva en dicho electrodo (curva de polarización anódica).   La dirección positiva es también llamada dirección noble, porque los potenciales de corrosión de los metales más nobles, tal como el oro, son más positivos que los metales base no pasivos.

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  La dirección negativa del potencial del electrodo de trabajo, a menudo menud o llamada la dirección activa, está asociada con la reducción (curva de polarización catódica) y consecuentemente con los potenciales de corrosión de metales activos, tales como el magnesio.   Es recomendable que en el eje de los potenciales, se indique el electrodo de de referencia utilizado contra el cual se midieron los potenciales. Cuando el potencial es graficado contra el logaritmo de la densidad de corriente, sólo los valores absolutos de la densidad de corriente pueden ser graficados.

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Los valores de las pendientes de Tafel pueden ser usadas en los datos de polarización lineal cuando se desea mayor precisión en las velocidades de corrosión.

 

La teoría del potencial mixto La inmensa mayoría de los procesos de corrosión son de naturaleza electroquímica, involucrando por tanto una transferencia de cargas eléctricas entre zonas anódicas y catódicas. Esto abre enormes posibilidades de estudio y control de los procesos de corrosión a través de la medición de variables eléctricas. Las bases teóricas de los ensayos electroquímicos en los estudios de corrosión se encuentran en la Teoría del Potencial Mixto. En esencia, esta teoría postula que las reacciones de oxidación y reducción en la corrosión electroquímica se producen a igual velocidad sobre la superficie metálica.

Diagramas de Evans La mayoría de los factores que afectan a la velocidad de corrosión se pueden comprender a partir de la superposición gráfica de las curvas intensidad/potencial para las reacciones de disolución del metal y de reducción.   ORDENADAS: Valores crecientes del potencial.   ABSCISAS: Intensidades de las corrientes de oxidación y de reducción, sin tener en cuenta su signo (valores absolutos).

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También es frecuente representar el potencial en función del logaritmo de la intensidad de corriente, con lo que en general se obtienen líneas rectas. Punto de intersección → potencial y corriente de corrosión. La forma que presenta el diagrama de Evans depende de las características cinéticas de cada proceso.

 

 

Diagrama de Evans: A. potencial vs. Intensidad de corriente; B. potencial vs. Logaritmo de la intensidad de corriente. El punto de intersección intersección de las curvas define el potencial de corrosión y la corriente de corrosión.

Pasivación La pasivación de un metal, en lo que concierne a la corrosión, tiene que ver con la formación de una capa superficial de protección de productos de reacción que inhiben reacciones posteriores. En otras palabras, la pasivación de los metales se refiere a su pérdida de reactividad química en presencia de unas condiciones ambientales particulares. Muchos metales y aleaciones importantes en ingeniería se pasivan y se vuelven muy resistentes a la corrosión en entornos oxidantes de moderados a fuertes. Ejemplos de metales y aleaciones que muestran pasividad son el acero inoxidable, níquel y muchas aleaciones de éste, titanio, aluminio y muchas de sus aleaciones.

 

  La pasivación en los metales en términos de la velocidad e corrosión se ilustra mediante una curva de polarización que indica como varia el potencial de un metal con la densidad de corriente como se muestra en la figura. Se considerara el comportamiento de pasivación. De un metal M cuando se aumenta la densidad de corriente. En el punto A el metal está en su potencial poten cial de equilibrio E con su densidad de corriente de intercambio. Cuando el potencial del electrodo se hace más positivo, el me tal se comporta como un metal activo. Y su densidad de corriente, y consecuencia, su velocidad de disolución aumentan en forma exponencial.

Cuando le potencial se vuelve más positivo y alcanza el potencial el potencial pasivo primario, la densidad de corriente y en consecuencia la velocidad de corrosión disminuyen hasta un valor bajo indicado como en el potencial, el metal forma una película protectora. Sobre su superficie. Que causa la reactividad disminuida. Cuando el potencial se hace aún más positivo. posi tivo. La densidad de corriente permanece en sobre la región pasivada. Un mayor aumento en el potencial más allá de la región pasivada hace que el metal vuelva a ser activo, y la densidad de corriente aumenta en la región transpasivada.

 

Materiales Practica 2

Practica 3

1. 2 recipiente de vidrio (65 ml) 2. 2 Caimanes 3. 2 Popotes 4. Tape 5. Vasos de 2oz 6. Sulfato de zinc 7. Sulfato cobre 8. Cloruro de sodio 9. Multímetro 10. Frascos ámbar 11. Probeta (100mL) 12. Balanza granataria 13. 2 electrodos (cobre y zinc) 14. Microfibra

1. 30 Vasos de 2oz. 2. Soluciones de ZnSO4 CuSO4. 3. 15 probetas 4. Pinzas 5. Rotuladores 6. 3 Jeringas (10ml) 7. Microfibra 8. Toallas 9. Balanza granataria 10. Esponja 11. Microfibra 12. Probeta (100mL)

15. 2 frascos frascos de erber erber 70 mL

y

 

Desarrollo (Práctica 2)

Lo primero que se realizo fue calcular con el modelo matemático ( = ℳ ℳ0 ) los gramos de sal tanto de ZnSO4, CuSO4 y NaCl que se requieren para obtener nuestras soluciones y nuestro puente salino para disolver en agua a 50 ml y así poder agregar la cantidad requerida de sal en los recipiente de gerber.

 

  Se pesaron los recipientes primeramente para poder sumar la cantidad de sal que debemos agregar para luego pasar el siguiente paso. El peso de los vasos de 2oz fue de 80.017 gr para el ZnSO4 y 80.055 gr para el CuSO4 respectivamente, para así poder agregar la cantidad de sal ya calculada.

Ya teniendo en nuestros recipientes las sales, se prosiguió a tomar 40ml de agua con la ayuda de un matraz para poder disolver.

 

  Después de mezclar y disolver muy bien la sal, se vacío las soluciones de ZnSO4 y CuSO4 en el matraz para agregar agua hasta los 50ml.

Teniendo las soluciones hechas, se continuó con la formación de nuestra celda galvánica. Se introdujo los electrodos de zinc y de cobre en las soluciones respectivamente y el puente salino, para luego medir el voltaje resultante.

 

   Al final de la práctica se obtuvo de nuestra celda galvánica galvánica un voltaje de 0.54 V donde no cumplió con el potencial de electrodos. Con la aportación de nuestra compañera Jessica se averiguo que para poder tener el voltaje de la práctica se debía hacer una solución de NaCl con una concentración de 2 molar para que así hubiera más iones libres.

Para esta práctica lo que se realizo fue que en equipos de 3 hiciéramos una concentración diferente a los demás a partir de 2M, por lo cual nos tocó una concentración de 2.5M.

 

  Se agregó nuestra solución de 2.5 M de NaCl a nuestro puente salino para nuestra celda galvánica.

Con las soluciones de ZnSO4 y CuSO4 con una concentración de 1M se prosiguió armar la celda galvánica y medir el voltaje esperado.

 

  En nuestro primer intento nos mostró ningún cambio en nuestra celda a pesar de haber cambiado la concentración del NaCl del puente salino.

 Al estar intentando averiguar averiguar la razón por la cual no daba el voltaje esperado se cambió los electrodos de Zn y de Cu para así poder llegar a la conclusión de que por los electrodos y nuestro puente salino con una concentración de 2M si nos da el voltaje de la celda galvánica.

 

Desarrollo (Practica 3) Se calculó la cantidad de solución a través de una muestra madre de CuSO4 y ZnSO4 el cual se va extraer para poder realizar 5 soluciones de cada respectiva solución.   =  

La nueva concentración seria de 0.12 molar a 40 mililitros. Vf = (0.12M/1M)(40 mL) = 4.8 mL + 35.3 mL de agua.

Las probetas que se van a someter a las soluciones son artículos que tienen un recubrimiento para evitar la corrosión de estos y así pueda tener un tiempo de vida más amplio. Estas piezas tienen un recubrimiento de níquel (Clavo U, Rondana, Rondana delgada, Tuerca) a excepción del clavo ya que su recubrimiento es de zinc.

Cada probeta se pesó para saber su masa antes de ser sometida cada probeta en las soluciones y así ver la pérdida de masa o ganancia al momento de que ocurra la reacción de las soluciones en las probetas o viceversa.

 

  Posteriormente también se pesó en la báscula granataria las soluciones de ZnSO4 y CuSO4 para saber igual su peso y poder observar al momento de someter las probetas a las soluciones su ganancia o pérdida de masa.

También se pesaron las soluciones puras de cada probeta en vasos de 2oz.

 

   Antes de introducir introducir las probetas en su respectiva respectiva solución se tomó la evidencia evidencia de de las soluciones y las probetas que serían sometidas a cada solución.

 Al introducir introducir cada probeta en cada solución solución se observó observó que en el CuSO4 drásticamente empezó a reacción con las probetas y se empezaron a corroer.

 

 

Después de haber estado sometidas las probetas en la soluciones desde las 8:50 am del viernes 29 de marzo hasta el lunes 1 de abril a las 7:30 am (70 horas y 40 min) se observó principalmente en las soluciones de CuSO4 que si hubo reacción en las probetas.

 

 

 

Cálculos Practica#2 (= ℳ ℳ0 )  La cantidad de masa del soluto  = masa del soluto ℳ= Concentración ℳ0 =masa atómica  = Volumen del recipiente

ZnSO4 m= (1M)(287.58g/M)(0.050 L) =14.38 g Masa ZnSO4+ Masa recipiente =12.48 g + 80.055 g = 92.535 g CuSO4 m= (1M)(249.68 g/M)(0.050 L) = 12.484 g Masa CuSO4 + Masa recipiente = 14.38 g + 80.017 g = 94.397 g Puente salino (2.5M)( /M)(0.020L) =

Practica #3   =   Ci y Vi son las concentraciones y volúmenes iniciales. Cf y Vf son las concentraciones y volúmenes finales. La nueva concentración seria de 0.12 molar a 40 mililitros. Vf = (0.12M/1M)(40 mL) = 4.8 mL + 35.3 mL de agua.

 

 

Resultados 

 

Los resultados que nos dieron en nuestra practica #2 nos dio un voltaje de 0.54 V lo cual no corresponde con el potencial de electrodos de nuestra celda galvánica.

Posteriormente ya con la información otorgada y los cambios a nuestra celda galvánica, se obtuvo un voltaje de 0.99 más cerca de nuestro 1.1V.

En nuestra práctica #3 se puede observar que en cada probeta sometida a ZnSO4 solamente se recubrió con una capa de pasividad en cada una, pero las piezas sometidas a CuSO4 se puede observar que sufrió pérdida pér dida mínima de masa en cada probeta y una capa de pasividad de color cobre. Teniendo las probetas y soluciones ya después de haber sufrido las reacciones con cada probeta se prosiguió a pesar cada pieza, cada solución para hacer un comparativo con las piezas de testigo negativo y poder apreciar la pérdida o ganancia de masa mediante una tabla y una gráfica de barras.

 

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Conclusiones Se observó que en nuestro primer intento de nuestra nuestr a celda galvánica el potencial de la celda nos daba valor de 1.1 V y en la práctica nos daba 0.54V. Después de haber cambiado algunos errores cometidos en nuestra práctica exitosamente nos arrogo un voltaje más próximo a 1.1V que fue de 0.99V De esta forma podemos concluir en la práctica #3 mediante las tablas y graficas se observó que las probetas sometidas en las soluciones de ZnS04 y CuSO4 ganaron masa o perdiendo dependiendo del recubrimiento y el material con en que está fabricado.

 

Recomendaciones Tanto en las prácticas #2 y #3 se recomienda tener más de 2 balanzas granetarias, más herramientas de laboratorio para así tener más fluidez en nuestro trabajo. También se recomienda que al momento de realizar un práctica debemos investigar sobre de que se va tratar ya que en nuestra práctica #2 por no saber la concentración de NaCl que ocupaba nuestro puente salino no obtuvimos exitosamente el voltaje a la primera.

 

Referencias   https://es.scribd.com/doc/152546992/Fundamentos-de-CorrosionBuenisimo?fbclid=IwAR1AN54C5tfMJfhT59zERgcs7xmKgE5sWmU8r7LqaSgNFmV2GhR0-1MEm4   8r7LqaSgNFmV2GhR0-1MEm4   https://es.scribd.com/doc/84938512/Corrosion-en-Materiales  

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  https://books.google.com.mx/books?id=ES8rx5womEMC&pg=PA19&lpg=PA19 &dq=cinetica%20de%20la%20corrosion&source=bl&ots=4lYaWzgPRU&sig=A CfU3U3-YptjMMKosvkvLaZqsKyBaF2hVA&hl=es&sa=X&ved=2ahUKEwjIlDn5rnhAhXSFzQIHcPeAfs4FBDoATAGegQICRAB&fbclid=IwAR0eJIcGUbRYu6X6dA08niYqbs5pwL7YTqZ6pD4iPWH6nkLZCLqMk2HQkE#v=one page&q&f=false   page&q&f=false   http://tesis.uson.mx/digital/tesis/docs/3407/Capitulo2.pdf?fbclid=IwAR0vs9uBVi DGLfQEaYZs9WtQYN1PG6Vcs_MZOdspt34Qh2l40Djb8Vw2XCo   DGLfQEaYZs9WtQYN1PG6Vcs_MZOdspt34Qh2l40Djb8Vw2XCo   https://upcommons.upc.edu/bitstream/handle/2099.1/3109/363351.pdf?sequence=1&isAllowed=y&fbclid=IwAR36Vysowp51aB_RA1MFOSzseJ0 bjTosSKKgUdQRwZ_zlw7f5onD1tLA6RY   bjTosSKKgUdQRwZ_zlw7f5onD1tLA6RY   https://es.scribd.com/document/311278268/Formas-de-Medir-La-

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Corrosion?fbclid=IwAR1Ucsp02zx4GF4OpNuCeRH5cQ1CavhAahKNVFHslWGussniXsz5T2gybk   sp02zx4GF4OpNuCeRH5cQ1CavhAahKNVFHslWGussniXsz5T2gybk https://es.scribd.com/document/365973768/Determinacion-de-La-Velocidad-deCorrosion-en-Metales   Corrosion-en-Metales https://es.scribd.com/doc/56284117/Velocidad-de-Corrosion   https://es.scribd.com/doc/56284117/Velocidad-de-Corrosion   https://es.scribd.com/doc/210742970/MEDICION-DE-VELOCIDADES-DECORROSION-mio   CORROSION-mio http://sappi.ipn.mx/cgpi/archivos_anexo/20061261_3867.pdf    http://sappi.ipn.mx/cgpi/archivos_anexo/20061261_3867.pdf  http://blog.utp.edu.co/metalografia/9-principios-de-corrosion/   https://www.upv.es/materiales/Fcm/Fcm12/pfcm12_3_2.html  

  http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/09/htm/sec_9 .html   .html   https://es.scribd.com/doc/311280775/Teoria-de-Potenciales-Mixtos     http://depa.fquim.unam.mx/labcorr/libro/Teoriacorrosion.PDF     http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/42-celdas-galvanicas-oceldas-voltaicas.html   celdas-voltaicas.html

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