CORROSION

UNIDAD II.- CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA

Ing. María Zárraga

CONTENIDO
1.- Definición de Corrosión Electroquímica.
2.- Aspectos Básicos de Corrosión Electroquímica.
3.- Termodinámica de Corrosión Electroquímica.
4.- Diagramas de Pourbaix.
5.- Diagramas de Evans.
6.- Polarización.
7.- Pasividad.
8.- Prevención de la Corrosión Electroquímica.

Unidad II.

DEFINICIÓN
Se definecorrosión electroquímica como la destrucción del
material metálico en un ambiente acuoso, (húmedo o
completamente líquido) en donde se encuentran especies iónicas
(aniones y cationes) y ocurre un flujo de corriente entre el
ambiente y el material metálico.
 Intervienen dos reacciones generales, (pueden haber otras,
pero se pueden agrupar en cualquiera de estas dos): +
1. Reacción de OXIDACION,la cual ocurre en el ánodo, y
1. Reacción de REDUCCION, la cual ocurre en el cátodo.

+

e-

+

i

-

A fin de que ocurra corrosión deben ocurrir ambas reacciones a la
vez. Si alguna de las reacciones es evitada, retardada o
simplemente no se da, el proceso de corrosión electroquímica NO
etiene lugar.
i
Unidad II.

ASPECTOS BÁSICOS
La corrosión se genera como consecuencia dela presencia de
zonas anódicas y catódicas estables, motivadas por diferencias de
potencial electroquímico entre las diferentes partes de una
superficie metálica.
Tales diferencias de potencial pueden ser generadas por:
 Heterogeneidades en el metal.
 Heterogeneidades en el electrolito.
 Heterogeneidades de tipo físico.
Las heterogeneidades son responsables de que determinadas
regionesdel metal requieran menos energía que otras para lograr
que un átomo pierda electrones y pase al electrolito (zonas con
menor potencial de ionización). Estas regiones tendrán tendencia a
comportarse anódicamente, mientras que sus vecinos actuarán
como cátodos.
Unidad II.

ASPECTOS BÁSICOS
Ánodo: electrodo o pieza metálica donde ocurre una reacción de
oxidación. Es donde el metal óaleación que experimenta la
oxidación se CORROE. Ejemplo:
Fe (metal)

Fe ++ (cationes) + 2e-

En el ANODO ocurre, un proceso anódico, mediante el cual los
átomos del metal, pasa a la solución en forma de iones, muchas
veces hidratados, liberando una cantidad equivalente de electrones
que permanecen en el metal.
Cátodo: electrodo o región en donde ocurre la reacción de
reducción. Ejemplo:
2H++ 2e-

Cu

+ 2e-

+2

En el CÁTODO, ocurrirá un proceso
en la combinación de los electrones en
anódico, por ejemplo), con átomos,
contienen la solución, produciéndose

H2
Cuo
catódico, el cual consistirá
exceso, (debido al proceso
moléculas o iones que
el proceso electroquímico
Unidad II.

ASPECTOS BÁSICOS
Potencial de Electroquímico: Se refiere a la diferencia depotencial que se genera por el movimiento de los electrones en el
circuito externo de una celda galvánica, reflejando las tendencias
oxidantes y reductoras de los respectivos pares redox.

Unidad II.

Reacción de Reducción
Mas Catódico
(menor tendencia a la
corrosión)

Potencial de reducción
estándar, Eº (V) Vs H+/
Hº

Au+3 +3e-  Au

1.498

O2 + 4H+ +4e  2H2O

1.299

Pt+2 + 2e Pt

1.200

Ag+ + e-  Ag

0.799

Hg+2 +2e  2Hg

0.788

Fe+3 + e-  Fe+2

0.771

O2 +2H2O +4e  4(OH)

0.401

Cu+2 +2e- Cu

0.337

Sn+4 + 2e  Sn+2

0.150

2H+ +2e-  H2
Más anódico
(mayor tendencia a la
corrosión)

0.000V

Pb+2 +2e Pb

-0.126

Sn+2 +2e-  Sn

-0.136

Ni+2 + 2e-  Ni

-0.250

Co+2 + 2e-  Co

-0.277

Fe+2 + 2e-  Fe

-0.403Cr+3 + 3e-  Cr

-0.744

Zn+2 + 2e-  Zn

-0.763

Al+3 + 3e-  Al

-1.662

Mg+2 + 2e-  Mg

-2.363

Na+2 + e-  Na

-2.714

TERMODINÁMICA


Se mide por la variación de la Energía Libre de Gibbs, ∆ G.

La termodinámica, nos revela que en todo proceso que lleve
involucrado cambios energéticos, la variación de la Energía Libre
de Gibbs (∆ G) es un criterio que...