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Corrosión, Mónica Porcell y Santiago Monsalve Ingeniería_, = 1.23V - (-0…
Corrosión
Oxidación del hierro
Se requiere agua y oxígeno
Sin embargo, el proceso se acelera en función de factores como
El pH (ácido)
La presencia de sales
El contacto con metales más difíciles de oxidar que el hierro
El esfuerzo de tensión soportado por el hierro
Implica un flujo de electricidad donde existe el proceso de reducción y oxidación
Reacciones de la corrosión del hierro según los potenciales estándar de reducción
Global O2(ac) + 4H+(ac)+2Fe(s)→2H2O(l)+2Fe+2(ac)
Cátodo (reducción) O2(ac)+ 4H+(ac)+4e-→2H2O(l)
Ánodo (oxidación) Fe(s)→Fe+2(ac)+2e-
El Fe2+ formado en el ánodo finalmente se oxida a Fe3+ (óxido de hierro (III) conocido como orín o herrumbre
E°celda = E°cátodo - E°ánodo
¿Cómo evitarla?
La reducción del O2 requiere H+, de manera que al disminuir la concentración de H+ (aumentando el pH) hace que la reducción del O2 sea menos favorable. Por ende, en medio básico fuerte la corrosión no sucederá
Los objetos de hierro se recubren con una capa de pintura u otro metal como el zinc o el estaño
Evita que el oxígeno y el agua alcancen la superficie del hierro
Con
hierro galvanizado
(hierro con una capa de Zinc) el hierro de protege de la corrosión
El hierro pasa a ser el cátodo en la reacción
Cátodo (reducción) Fe2+(ac) + 2 e- → Fe(s) E°red = -0.44 V
Ánodo (oxidación) Zn(s)→Zn2+(ac) + 2 e- E°red = -0.76 V
Proceso conocido como
protección catódica
Donde el metal que va a ser protegido de la corrosión
se convierte en el cátodo de una celda galvánica.
Con
estaño
el óxido no se forma mientras la película de este material esté intacta
El hierro pasa a ser el cátodo en la reacción
Sn+2(ac) + 2e- → Sn(s) E°=-0.14 V
Fe+2(ac) + 2e- → Fe(s) E°=-0.44 V
Casos donde la protección a la corrosión es importante
Hasta 20% del hierro que se produce en Estados Unidos al año se utiliza para reemplazar objetos de hierro que se desechan debido al daño que les ha causado la corrosión.
Casos de la vida real
Tuberías subterráneas
Tanques de almacenamiento hechos de hierro
Automóviles
Aviones
Latas para bebidas
El costo de la corrosión metálica para la economía de
Estados Unidos se estima en más de 200 mil millones de dólares al año
El fenómeno de corrosión
Hace referencia al deterioro de los metales por un proceso electroquímico
Se produce por reacciones redox expontáneas
Un metal es atacado por alguna sustancia del ambiente y se convierte en un compuesto NO deseado
Puede verse en la vida cotidiana
Hierro oxidado
Plata empañada
Platina verde que se forma sobre el cobre y el latón
Algunas corrosiones
Cobre
Oxidación lenta Cu(s) → Cu2+(ac) + 2e-
En condiciones atmosféricas normales, el cobre forma una capa de carbonato de cobre (CuCO3) de color verde
Protege el metal de una corrosión posterior.
Plata
Oxidación lenta Ag(s) → Ag+(ac) + e-
en los utensilios de plata que entran en contacto con los alimentos se forma una capa de sulfuro de plata (Ag2S)
Corrosión del aluminio
Naturaleza del aluminio
Por su naturaleza se esperaría ver que los aviones se corroyeran lentamente durante las tormentas y que las latas de bebidas se transformaran en montones de aluminio oxidado
Se forma una capa de óxido de aluminio insoluble (Al2O3)
Con el óxido de protege el aluminio que está abajo
Tiene mayor tendencia a oxidarse
que el hierro.
Mónica Porcell y Santiago Monsalve
= 1.23V - (-0.44V)
= 1.67V
Brown, T. L., Lemay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M. (2014). Química La Ciencia Central (Décimo segunda edición). Pearson Educación de México
Referencias
Chang, R., & Goldsby, K. A. (2017). Química (Decimo segunda edición). Editorial Mc Graw Hill.
Química General II
Universidad de La Sabana
