La corrosión Los materiales están expuestos continuamente a los más diversos ambientes de interacción material-ambiente provoca, en muchos casos, la pérdida o deterioro de las propiedades físicas del material .Corrosión es el término aplicado al deterioro de metales por un proceso químico y electroquímico donde estos elementos se degradan buscando la mínima energía Fe(s) → Fe+2(ac) + 2e→ Fe+3(ac)+1eComo ejemplo de corrosión se puede nombrar al hierro oxidado , la plata empañada o la pátina verde que se forma sobre el cobre metálico o latón. • Para que el hierro se oxide es necesario que estén presentes el agua y el oxígeno gaseoso, se sabe que la oxidación tiene lugar mas fácilmente donde hay tensión ( donde los metales son mas activos ), asi un clavo que tiene mayor proporción de Fe se oxida en la punta y en la cabeza y si esta doblado en el recodo. Existen distintos tipos de corrosión : 1-Rotura de la capa de oxido 2-Par electrónico 3-Aireación diferencial 4-Corrientes parasitas o vagabundas 1-Rotura de la capa de oxido La corrosión metalica no se limita al Fe , el Aluminio es utilizado para fabricar latas , aviones un potencial de reducción mas negativo que el del Fe : E°Al=1,66V E°Fe=-0,44V La corrosión debería ser mayor en el aluminio (dado q tendría un potencial de oxidación mayor al del Fe)pero esto no ocurre por que el aluminio forma una capa de oxido insoluble Al2O3 por exposición al aire ,que protege al metal de abajo. El Fe por su parte también forma una película de color negro que se observa sobre la chapas de Fe o los perfiles , es una mezcla de oxidos que se forman a través de la siguiente reacción : Fe + O2→ FeO+Fe2O3 Magnetita Al romperse dicha capa de oxido por calor, doblamiento o roscado de la varilla o limpieza de la misma se produce un punto de tensión que actuaría como ánodo donde el Fe expuesto se oxida (se corroe) Una parte del hierro funcionacomo o: Fe(s) →Fe+2(ac) + 2e

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Los electrones liberados reducen el oxígeno atmosférico en el catodo O2(g) + 2H2O+ 4e →4 OHLa reacción global seria: (Fe(s) →Fe+2(ac) + 2e)x2 O2(g) + 2H2O+ 4e →4 OH2Fe(s) + O2(g) + 2H2O →2Fe+2(ac) + 4OH-

Fe(OH)2 Tambien puede ocurrir: O2(g) + 4H+(ac) + 4e ----� 2H2O(l) Si hay oxigeno presente el Fe(OH)2 pasa rapidamente a Fe(OH)3 y a uma forma mas compleja Fe2O3.xH2O llamada herrumbre de color anaranjado Componentes de la corrosión: a) Ánodo: Metal que cede electrones y se corroe. b) Cátodo: Receptor de electrones. 2

c) Electrolito: Líquido que está en contacto con el ánodo y el cátodo. Debe ser conductor eléctrico. Este líquido proporciona el medio a través del cual se asegura el desplazamiento de cargas eléctricas desde el ánodo hasta el cátodo. La presencia de sal en el agua como ClNa y Cl2Caelectrolito utilizado en climas frios para bajar el punto de congelación del hielo favorece la corrosión aumentando la velocidad del proceso y produciendo Cl2Fe NaOH sustancias solubles que posteriormente precipitan con el Fe(OH)2 . Por eso el agua de empotramiento de hormigones debe estar libre de estas sales. La corrosión electroquímica resulta de uma combinación de Fe con O2 y agua donde el Fe se disuelve en un lugar (formando un cráter ), el O2 es captado en otro lugar y por ultimo se formara el oxido o hidróxido a una distancia diferente del punto de ataque. La intensidad dede la corriente de electrones que fluye depende en gran parte de la cantidad de oxigeno que alcanza el catodo y si esta muy cubierta de oxido.La intensidad también puede estar en relación al tamaño del anodo .Sin embargo la totalidad del efecto corrosivo se acumula sobre el ánodo .El ataque muy intenso esta frecuentemente asociado a la combinación Catodo grandeAnodo Pequeño Los metales de acuñar como el Cu y Ag también se oxidan pero mas lentamenteen condiciones atmosféricas .Sobre el Cu se formara una capa de CuSO4 (verde)llamada patina , que protege al metal dela corrosión interior.Los utensilios de Ag que entran en contacto con los alimentos desarrollan SAg2 (sulfuro de Ag). 2—Par eléctrico o Ánodo de Sacrificio Protección catódica: Se fuerza al metal a comportarse como un cátodo, suministrándole electrones. Se emplea otro metal que estará en contacto con el metal que se desea proteger, llamado “ánodo de sacrificio”, el cual se corroe y acaba destruyéndose aportando electrones al metal. En definitiva, el metal “ánodo de sacrificio” se pone en contacto con el metal a proteger el cual recibe electrones del primero. Se necesita la presencia de un electrolito. Se emplea mucho en tuberías enterradas. Los metales tienen diferentes E°donde uno es mas activo que el otro , es decir se oxida con mas facilidad. Ejemplo: Como el metal más comúnmente utilizado en la práctica por su bajo precio y alta resistencia mecánica es el acero, los metales que se puedan conectar a él 3

y que tienen un potencial más negativo quedan reducidos en la práctica al zinc (Zn), al aluminio (Al) y al magnesio (Mg) y sus aleaciones. El zinc ha sido siemprLos ánodos de aleaciones de magnesio han sido también utilizados con éxito; principalmente se emplean para la protección de estructuras que requieren de una polarización rápida, o en medios agresivos de resistividad elevada, como los suelos.e el material anódico clásico y es el pionero en el desarrollo de la protección catódica.

3 Aireación Diferencial Cuando una parte de una pieza metálica se encuentra en contacto con una concentración de oxígeno mayor que la que hay en otra zona de la misma pieza, siempre se cumple que en la zona rica de oxígeno tiende a producirse la reducción de dicho gas, mientras que en la zona mas pobre en oxígeno tiende a producirse la oxidación del metal como ejemplo práctico podemos nombrar un trozo de hierro sumergido hasta la mitad en agua . En otras palabras, la zona rica en oxígeno actúa como cátodo y la pobre en oxígeno como ánodo. Este fenómeno, que se conoce como principio de la aireación diferencial, tiene un gran interés desde el punto de vista práctico. En este caso comprobamos que en la corrosión no solo puede tener un papel importante el agua, sino también el oxígeno. 4

Al emplear dos electrodos metálicos iguales, introducidos ambos en soluciones idénticas; cuando se elimine el oxigeno en una de ellas se tendrá una pila de corrosión.

Qué electrodo será el ánodo? La reacción de la celda tenderá a igualar la concentración de oxígeno en ambos compartimientos por lo tanto donde hay mayor concentración de oxígeno éste se reducirá y los electrones necesarios serán provistos por la disolución del hierro del otro compartimiento que consecuentemente será el ánodo. Por lo tanto, en general las zonas más pobres de oxígeno serán ánodos y allí la corrosión del metal se acelerará. Este fenómeno ocurre en túneles ferroviarios , la corrosión en las vías es mayor dentro de los túneles debido a la escases de oxígeno y a la presencia humedad. 4-Corrientes vagabundas o parasitas Con el término corrientes vagabundas o parásitas se designa a aquellas corrientes eléctricas que circulan en el suelo fuera de los circuitos previstos. La intensidad de estas corrientes con frecuencia es variable y depende esencialmente de la naturaleza y funcionamiento de la fuente que las emite: tracción eléctrica, subestaciones, etcétera. La corriente eléctrica busca siempre recorridos de menor resistencia y por esta razón sigue con facilidad las canalizaciones metálicas enterradas y en particular las envolturas metálicas de los 5

cables eléctricos y telefónicos. La corrosión se produce siempre en los lugares en donde la corriente sale de la estructura que ha recorrido, provocando una disolución anódica tanto más peligrosa cuanto más localizada este

El suelo al estar húmedo y contener sales favorece la conducción .Estas corrientes que se desplazan sobre los tubos metálicos mas tarde son devueltas a los rieles de este transporte con formación de áreas de toma de electrones (catódica) y áreas de perdidas de electrones (anódicas) que son las que sufren daños mas graves. Dicho daño puede disminuirse con una cubierta adecuada en las cañerías o cables o haciendo instalaciones eléctricas cuidadosas. Protección Contra la Corrosión Impedir la corrosión implica impedir reacciones electroquímicas. Es decir,eliminar la posible presencia de un electrolito que actúe como medio conductor para facilitar una reacción de transferencia de electrones desde un metal anódico. Así, las soluciones podrían ser: 1-Protección por recubrimiento. 2-Protección por capa química 3-Protección catódica 4- Inhibidores:

1-Protección por recubrimiento: Es decir, crear una capa o barrera que aisle el metal del entorno. Dentro de este tipo de protección podemos hallar: a) Recubrimientos no metálicos: siendo los más comunes: · Pinturas y barnices: Es económico y exige que la superficie esté limpia 6

de óxidos y grasas · Plásticos: Son muy resistentes a la oxidación y son flexibles, pero apenas resisten el calor. El más empleado es el PVC. · Esmaltes y cerámicos: Tiene la ventaja de resistir las altas temperaturas y el desgastes. b) Recubrimientos metálicos: I) Inmersión : Se recubre el metal a proteger en un baño de metal fundido. El metal al solidificar forma una fina capa protectora. Los metales más empleados son:  

Estaño (la técnica se llama estañado): latas de conserva Aluminio: (la técnica se llama aluminización): Es económico y con

calidad.

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Plomo: (la técnica se llama plombeado): Para recubrir cables y

tuberías. 

Cinc: (la técnica se llama galvanizado): Para vigas, vallas, tornillos,...

y otros objetos de acero. II Electrodeposición : En este caso se hace pasar corriente eléctrica entre dos metales diferentes que están inmersos en un líquido conductor que hace de electrolito. Uno de los metales será aquel que hará deánodo, el cual se oxidará y sacrificará. El otro metal, el que se desea proteger, hará de cátodo y ambos estarán inmersos en el electrolito que estarán en una cuba. Cuando pasa la corriente eléctrica, sobre el metal catódico se crea una fina capa protectora hecha del material procedente del metal anódico, pues la pila obliga a ceder electrones al ánodo que alcanzarán al cátodo. Cuando el metal que hace de cátodo y se desea proteger es acero y el otro que va a protegerlo (que hace de ánodo) es cinc, el proceso se llama galvanizado.

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2- Protección por capa química: Se provoca la reacción de las piezas con un agente químico que forme compuestos en su superficie que darán lugar a una capa protectora. Por ejemplo: ▪ Cromatizado: Se aplica una solucion de ácido crómico sobre el metal a proteger. Se forma una capa de óxido de cromo que impide su corrosión. ▪ Fosfatación: Se aplica una solución de ácido fosfórico y fosfatos sobre el metal. Se forma una capa de fosfatos metálicos que la protegen del entorno. 3-Protección catódica: Se fuerza al metal a comportarse como un cátodo, suministrándole electrones. Se emplea otro metal que estará en contacto con el metal que se desea proteger, llamado “ánodo de sacrificio”, el cual se corroe y acaba destruyéndose aportando electrones al metal. En definitiva, el metal “ánodo de sacrificio” se pone en contacto con el metal a proteger el cual recibe electrones del primero. Se necesita la presencia de un electrolito. Se emplea mucho en tuberías enterradas.

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4- Inhibidores: Se trata de añadir productos químicos al electrolito para disminuir la velocidad de la corrosión. Ejemplo: Sales de cromo. Se echan a los radiadores de los coches.

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