Quimica

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CORROSIÓN DE METALES
1. Objetivos
Visualizar el proceso de corrosión de un clavo de hierro. También se observará el efecto de varios tratamientos sobre la corrosión del clavo.
2. Fundamento teórico
La corrosión puede definirse como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque químico en su entorno. La mayor parte de la corrosión de los metales se produce por ataque electroquímico,ya que los metales tienen electrones libres capaces de establecer pilas electroquímicas entre los microcristales de una aleación metálica o entre metales distintos.
Por otra parte, los metales pueden reaccionar con el oxígeno, produciéndose una capa de óxido en la superficie. Nos interesa conocer la descripción cualitativa de la reacción y poner en evidencia la transferencia de electrones en losprocesos de oxidación.
Técnicamente es interesante distinguir entre oxidación directa y corrosión electroquímica. Esta última, se origina como se ha comentado anteriormente, por formación de pilas electroquímicas
En los procesos generales de oxidación el metal pasa del estado elemental a formar iones positivos (cationes metálicos) por pérdida de electrones, a través de una reacción deoxidación:
Metal Mn+ + + n e-
Al mismo tiempo tiene lugar la reducción del oxígeno molecular:
1/2 O2 +2 e- O2-
Estas reacciones redox originan la formación de una capa de óxido metálico que recubre el propio metal y que, en algunos casos, puede actuar de protección, dependiendo de las características físicas de la capa de óxido formada. En las primeras etapas de la oxidación, la capa de óxido esdiscontinua y comienza por la extensión lateral de núcleos discretos de óxido. Después de la interconexión de los núcleos se produce el transporte de masa de los iones en dirección perpendicular a la superficie.
Existe también un fenómeno de corrosión bajo esfuerzo. La rotura por corrosión bajo esfuerzo de los metales, tiene su origen en la combinación de efectos de tensiones intensas y corrosiónespecífica que actúa en el entorno del metal. La rotura suele comenzar en una fisura u otra discontinuidad de la superficie metálica. En la punta de la grieta la corrosión electroquímica causará una disolución anódica, con lo que el metal se va disolviendo y la grieta avanza en un plano perpendicular al de las tensiones o el esfuerzo aplicado. Si se frena el esfuerzo o la corrosión, la grieta frenasu avance.
El proceso de corrosión puede prevenirse de múltiples formas. Una de ellas es la técnica del recubrimiento metálico. Estos recubrimientos se aplican de modos diversos y sirven como películas protectoras o como materiales que se corroen en lugar de los metales a los que cubren. En el caso del acero galvanizado (acero recubierto de zinc), el zinc, posee una mayor tendencia a la oxidacióny, por lo tanto constituye el ánodo de la reacción. El acero actuará como cátodo y no sufrirá oxidación alguna. Sin embargo, otros metales como el cobre no pueden proteger al hierro al ser menos oxidable (con menor capacidad anódica) que éste último. Esta tendencia de las sustancias a ceder electrones y oxidarse, o aceptarlos y reducirse se expresa como potencial de reducción.
En esta prácticavamos a estudiar las reacciones de óxido-reducción que tienen lugar en varios clavos en los que se provocan fenómenos de corrosión. Comprobaremos que en los clavos de hierro existen zonas con diferente potencial anódico, esto es, con distinta capacidad para la oxidación. En las zonas sometidas a mayor tensión (cabeza y punta del clavo) el metal es más anódico y por tanto más fácilmente oxidable.El hierro metálico se oxida a hierro (II). 2Fe (s) 2Fe2+ (aq) + 4 e-
El ion ferroso, reacciona con el ferricianuro potásico para producir un precipitado azul, el azul de Prusia.
H2O + K+ + Fe2+ (aq) + [Fe(CN)6]3- (aq) KFe [Fe(CN)6].H2O
Los electrones cedidos por los dos extremos del clavo atraviesan su parte central y ahí reducirán al oxígeno disuelto en una disolución de gel, para...
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