Serie galvánica y como funciona
Páginas: 6 (1375 palabras)
Publicado: 24 de junio de 2011
Serie Galvánica.
La serie galvánica es una lista de metales y aleaciones ordenadas de acuerdo a su potencial de corrosión relativo en un medio ambiente dado. La serie galvánica está listada de acuerdo a la tendencia que tienen los metales a corroerse en un mismo electrolito, por lo que la secuencia de la lista difiere cuando se utilizan electrolitos diferentes.
De acuerdo a la InternationalUnion for Pure and Applied Chemistry (IUPAC), los metales “Nobles” son los que tienen un potencial más positivo y por lo tanto sufren un mínimo de corrosión, mientras que lo metales “activos” son los que tienen un potencial más negativo (en comparación con los metales nobles) y los que se corroen más fácilmente. Cabe destacar que la serie galvánica es útil cuando se desea elegir un metal oaleación para ser utilizado en un electrolito específico, puesto que se conoce su tendencia a corroerse.
La tabla No. 1 presenta una serie galvánica típica.
NOBLE | ACERO INOXIDABLE 18/8 | PASIVO |
| NI | “ |
| CU | “ |
| BRONCE DE ALUMINIO | “ |
| NI | ACTIVO |
| LATON NAVAL | “ |
| SN | “ |
| ACERO INOXIDABLE 18/8 | “ |
| HIERRO COLADO | “ |
| HIERRO FORJADO | “ |
|ACERO AL CARBONO | “ |
| AL | “ |
| ZN | “ |
BASE | MG | “ |
Tabla No. 2 Serie galvánica
El metal “Pasivo” es el que posee alguna forma de película protectora sobre su superficie, como es el caso de los aceros inoxidables, el aluminio, el titanio, el cobre y otros metales.
El metal “activo” es un metal desnudo, sin película protectora. El estado activo está asociado con un potencialmás negativo que el correspondiente a un estado pasivo.
Diagramas de Pourbaix
El estado de energía de un metal en una disolución electrolítica es fuertemente influenciado por el pH de la disolución y las características particulares del metal. Bajo estas consideraciones, Marcell Pourbaix desarrolló una forma sencilla de representar reacciones en un plano, tomando como coordenadas el pH y elpotencial electroquímico y son denominados: Diagramas de Pourbaix o diagramas de estabilidad termodinámica. En estos diagramas, los parámetros potencial E y pH son mostrados en gráficas para los diversos equilibrios sobre coordenadas cartesianas normales con E como eje vertical u ordenada y el pH como eje horizontal o abscisa. El diagrama toma en cuenta los equilibrios electroquímicos y químicosde metales en agua. Debido a que existen varios equilibrios para cada metal considerado, solamente un metal puede ser representado claramente en un diagrama. Los datos de estos equilibrios contenidos en los diagramas pH - E se consideran de tal valor que éstos han sido preparados para la mayoría de los metales en un atlas19.
Las reacciones de reducción del hidrógeno y del oxígeno son importantesen el proceso de corrosión, por lo tanto sus equilibrios están contenidos en el diagrama de Pourbaix.
La reacción del agua se representa mediante dos semireacciones:
H++ e-= ½ H2 [3]
½ O2 + 2H+ + 2e- = HO2 [4]
La actividad del agua es unitaria por ser el disolvente. Si las fugacidades del hidrógeno y el oxígeno toman el valor unitario, es factible calcular sus potenciales deelectrodo mediante la ecuación de Nerst:
E=Eo+ RTnF In OxRed [5]
Donde:
E = el potencial electroquímico de cada reacción, en Volts.
Para el Hidrógeno:
E = 0 + 0.0591 ln |H+| = - 0.0591 pH [6]
Para el oxígeno:
E=1.23+0.0591 InO21/2H+2H2O=1.23-0.0591 pH 7
Eo = Potencial electroquímico de cada reacción a 298 oK y una atmósfera depresión, en Volts
R = Constante de los gases, en cal*mol-1*K-1
T = Temperatura en la escala absoluta en K.
n = Número de electrones intercambiados en una reacción.
F = Constante de Faraday, en cal*Volt-1*K-1
El diagrama de Potencial-pH del agua queda como se muestra en la Figura No. 3. Las diagonales paralelas limitan la región de pH y potencial entre los cuales el agua se mantiene como un...
La serie galvánica es una lista de metales y aleaciones ordenadas de acuerdo a su potencial de corrosión relativo en un medio ambiente dado. La serie galvánica está listada de acuerdo a la tendencia que tienen los metales a corroerse en un mismo electrolito, por lo que la secuencia de la lista difiere cuando se utilizan electrolitos diferentes.
De acuerdo a la InternationalUnion for Pure and Applied Chemistry (IUPAC), los metales “Nobles” son los que tienen un potencial más positivo y por lo tanto sufren un mínimo de corrosión, mientras que lo metales “activos” son los que tienen un potencial más negativo (en comparación con los metales nobles) y los que se corroen más fácilmente. Cabe destacar que la serie galvánica es útil cuando se desea elegir un metal oaleación para ser utilizado en un electrolito específico, puesto que se conoce su tendencia a corroerse.
La tabla No. 1 presenta una serie galvánica típica.
NOBLE | ACERO INOXIDABLE 18/8 | PASIVO |
| NI | “ |
| CU | “ |
| BRONCE DE ALUMINIO | “ |
| NI | ACTIVO |
| LATON NAVAL | “ |
| SN | “ |
| ACERO INOXIDABLE 18/8 | “ |
| HIERRO COLADO | “ |
| HIERRO FORJADO | “ |
|ACERO AL CARBONO | “ |
| AL | “ |
| ZN | “ |
BASE | MG | “ |
Tabla No. 2 Serie galvánica
El metal “Pasivo” es el que posee alguna forma de película protectora sobre su superficie, como es el caso de los aceros inoxidables, el aluminio, el titanio, el cobre y otros metales.
El metal “activo” es un metal desnudo, sin película protectora. El estado activo está asociado con un potencialmás negativo que el correspondiente a un estado pasivo.
Diagramas de Pourbaix
El estado de energía de un metal en una disolución electrolítica es fuertemente influenciado por el pH de la disolución y las características particulares del metal. Bajo estas consideraciones, Marcell Pourbaix desarrolló una forma sencilla de representar reacciones en un plano, tomando como coordenadas el pH y elpotencial electroquímico y son denominados: Diagramas de Pourbaix o diagramas de estabilidad termodinámica. En estos diagramas, los parámetros potencial E y pH son mostrados en gráficas para los diversos equilibrios sobre coordenadas cartesianas normales con E como eje vertical u ordenada y el pH como eje horizontal o abscisa. El diagrama toma en cuenta los equilibrios electroquímicos y químicosde metales en agua. Debido a que existen varios equilibrios para cada metal considerado, solamente un metal puede ser representado claramente en un diagrama. Los datos de estos equilibrios contenidos en los diagramas pH - E se consideran de tal valor que éstos han sido preparados para la mayoría de los metales en un atlas19.
Las reacciones de reducción del hidrógeno y del oxígeno son importantesen el proceso de corrosión, por lo tanto sus equilibrios están contenidos en el diagrama de Pourbaix.
La reacción del agua se representa mediante dos semireacciones:
H++ e-= ½ H2 [3]
½ O2 + 2H+ + 2e- = HO2 [4]
La actividad del agua es unitaria por ser el disolvente. Si las fugacidades del hidrógeno y el oxígeno toman el valor unitario, es factible calcular sus potenciales deelectrodo mediante la ecuación de Nerst:
E=Eo+ RTnF In OxRed [5]
Donde:
E = el potencial electroquímico de cada reacción, en Volts.
Para el Hidrógeno:
E = 0 + 0.0591 ln |H+| = - 0.0591 pH [6]
Para el oxígeno:
E=1.23+0.0591 InO21/2H+2H2O=1.23-0.0591 pH 7
Eo = Potencial electroquímico de cada reacción a 298 oK y una atmósfera depresión, en Volts
R = Constante de los gases, en cal*mol-1*K-1
T = Temperatura en la escala absoluta en K.
n = Número de electrones intercambiados en una reacción.
F = Constante de Faraday, en cal*Volt-1*K-1
El diagrama de Potencial-pH del agua queda como se muestra en la Figura No. 3. Las diagonales paralelas limitan la región de pH y potencial entre los cuales el agua se mantiene como un...
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