Corrosion y recubrimiento de los metales
Páginas: 7 (1728 palabras)
Publicado: 1 de noviembre de 2011
Objetivos:
Visualizar el proceso de corrosión en distintos tipos de clavos. También se observará el efecto de varios tratamientos sobre la corrosión de los mismos.
Fundamento Teórico:
La corrosión puede definirse como el deterioro de un material por consecuencia de un ataque químico en su entorno. La mayor parte de la corrosión de los metales se produce por ataque electroquímico, ya quelos 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 de oxidación:(-) Ánodo [pic]
Al mismo tiempo tiene lugar la reducción del oxígeno molecular:
(+) Cátodo [pic]
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.
Cuando un metal se corroe, su superficie se encuentra dividida en multitud de electrodos en íntimo contacto entre sí. Esto se debe a diferentes causas, por ejemplo, heterogeneidadesdel metal. Cada una de éstas zonas presenta un comportamiento preferente, de forma que la superficie queda dividida en una serie de microcátodos y microánodos.
Cuando se verifica un proceso de corrosión uniforme se produce una interconversión en el tiempo en el carácter de ésos microelectrodos de forma que el resultado final es la oxidación de toda la superficie metálica.
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, ésto 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. Elhierro metálico se oxida a hierro (II).
[pic]
El ión ferroso, reacciona con el ferricianuro potásico para producir un precipitado azul.
[pic]
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 transformarlo en iones hidroxilo. El incremento de la concentración de iones OH- ocasiona un cambiode color del indicador fenolftaleína, que virará de incoloro a rosa.
[pic]
Experimento N°1
1. En un vaso de precipitado de 250 ml añadir:
• 200 ml de disolución de NaCl al 3.5%
• 5 gotas de fenolftaleína
• 4 gotas de hexacianoferrato de potasio 0,1 M
2. Introducir un electrodo de cobre y uno de acero. Conectarlosentre sí con un hilo de cobre. Esperar unos minutos y anotar las observaciones. Volver a observar a la semana siguiente.
Experimento N°2
1. Sobre un vidrio de reloj añadir:
• 10 gotas de NaCl al 3.5%
• 2 gotas de fenolftaleína
• 1 gota de hexacianoferrato de potasio 0,1 M
2. Sobre una placa de acero, previamente pulida, añadir una gota de la disolución...
Visualizar el proceso de corrosión en distintos tipos de clavos. También se observará el efecto de varios tratamientos sobre la corrosión de los mismos.
Fundamento Teórico:
La corrosión puede definirse como el deterioro de un material por consecuencia de un ataque químico en su entorno. La mayor parte de la corrosión de los metales se produce por ataque electroquímico, ya quelos 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 de oxidación:(-) Ánodo [pic]
Al mismo tiempo tiene lugar la reducción del oxígeno molecular:
(+) Cátodo [pic]
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.
Cuando un metal se corroe, su superficie se encuentra dividida en multitud de electrodos en íntimo contacto entre sí. Esto se debe a diferentes causas, por ejemplo, heterogeneidadesdel metal. Cada una de éstas zonas presenta un comportamiento preferente, de forma que la superficie queda dividida en una serie de microcátodos y microánodos.
Cuando se verifica un proceso de corrosión uniforme se produce una interconversión en el tiempo en el carácter de ésos microelectrodos de forma que el resultado final es la oxidación de toda la superficie metálica.
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, ésto 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. Elhierro metálico se oxida a hierro (II).
[pic]
El ión ferroso, reacciona con el ferricianuro potásico para producir un precipitado azul.
[pic]
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 transformarlo en iones hidroxilo. El incremento de la concentración de iones OH- ocasiona un cambiode color del indicador fenolftaleína, que virará de incoloro a rosa.
[pic]
Experimento N°1
1. En un vaso de precipitado de 250 ml añadir:
• 200 ml de disolución de NaCl al 3.5%
• 5 gotas de fenolftaleína
• 4 gotas de hexacianoferrato de potasio 0,1 M
2. Introducir un electrodo de cobre y uno de acero. Conectarlosentre sí con un hilo de cobre. Esperar unos minutos y anotar las observaciones. Volver a observar a la semana siguiente.
Experimento N°2
1. Sobre un vidrio de reloj añadir:
• 10 gotas de NaCl al 3.5%
• 2 gotas de fenolftaleína
• 1 gota de hexacianoferrato de potasio 0,1 M
2. Sobre una placa de acero, previamente pulida, añadir una gota de la disolución...
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