redox y corrosión (1) (2015)

Apunte Español
Universidad Universidad Politécnica de Cataluña (UPC)
Grado Ingeniería Mecánica - 1º curso
Asignatura Ciència i tecnologia dels materials
Año del apunte 2015
Páginas 8
Fecha de subida 17/03/2015
Descargas 6

Descripción

Apuntes del profesor clavero

Vista previa del texto

06/03/2015 TEMAS Los metales están sometidos a la acción del medio ambiente: • Agentes atmosféricos (aire, agua, calor) • Agentes agresivos (ambientes salinos o ácidos) • Metal + oxígeno+calor= oxidación • Metal + oxígeno + humedad =corroslón atmosférica • Metal + ácido/base= corrosión química • Polímeros + medio ambiente = degradación ~ ~ Oxidación Reducción Pérdida de electrones Ganancia de electrones Ánodo Cátodo Cede electrones (se oxida) Gana electrones (se reduce) Electrolito Solución líquida que cierra el circuito • Tensión galvánica: potencial electroquímico frente al hidrógeno (tensión 0) • Reacción redox: transferencia de electrones. Se oxidan y reducen materiales • Oxidante: gana electrones y se reduce • Reductor: pierde electrones y se oxida f 13 Reacción de oxidación: liii FeAi Reacción de reducción en función del medio: • Disolución acida con elevada concentración de iones hidrógeno (lluvia acida, salfumán) 2H^+ 2€'—b W-^ • Disolución acida que contiene oxígeno disuelto (rocío + lluvia acida) 0¿i-HH^\-Hc' • í^iHiO Disolución acuosa neutra o básica con oxígeno disuelto (rocío). Grupo oxidrilo o hidróxido si reacciona con metales • Iones metálicos presentes en la disolución f 6 4> Reacción redox: • Elevada concentración de iones 2 M f 2 ¿~ — O H Z Acuosa neutra con O2 disuelto f 1- 4 D F^COH), *> tc^ \c f i a + 2 OH—O F<r COi^].
-b 2 Fe 14 Potenciales de electrodo: 1V=1 J/C Hay que comunicar 1 Julio de energía para que circule 1 Culombio de carga.
• No existe escala absoluta de potenciales de electrodo • Se define una escala internacional por convenio: 1.
Potencial O al electrodo de hidrógeno 2. A mayor valor de £ mayor tendencia a reducirse (oxidante> FEM que el reductor) (^hc^¿c^ ; Fe-Cu ^ — f > — i > 'tr (^^(^ 0./80 V - '••y y -•' Voltímetro TI Cu * O i s o i i o n f-e-^' l .O M • 7^ -Cu-'' 2rr~-^'fy^ LJisolucion C u - " 1 ,(> Vf Fe-Zn Voltiniclro Fe—.-i Ff''*¡ D i s o l u c i ó n t-e'* ; ,0 * DKSOIU*. o n Zn-'* ! ,0 M J 15 Serie de fuerzas electroquímicas (fem) £= £cátodo - £ánodo A mayor £, mayor tendencia a reducirse (oxidante) £= mayor voltaje - menor voltaje Potenciales de electrodo A"'(IM)+ne" ^ A B'^MlM) + me Vi9 .y^o VjS +V29 B mA -> mA""^ (IM) + mne nB"'" (IM) +nme aV? = \/2° - Vi^ nB AG9 = -nmFAVS . .
Si AG2<0 entonces la reacción es espontanea y AVS es mayor que O 11/03/2015 Ecuación de Nerst: Donde: m*^^^ á.lr ^ "^¡^ R: constante universal de los gases (8,314 J/mol) T: temperatura en k N, m: n5 de electrones implicados F: constante de Faraday [X]: concentración de la especie x La reacción global es espontanea para condiciones no estándar (distinta concentración) si cumple AV>0 Sustituyendo constantes y pasando el logaritmo a base 10: Fijando la temperatura ambiente a 259C 4 i r . ( ( 7 / - tr.-) - ^oc^ Calculo del potencial de una reacción: Establecer las semireacciones de reducción y aplicar ecuación de Nerst A"' + ne ^ A B'^^ne Cambiar el sentido de una semireacción, igualar los electrones y sumar mA"* + nme" mA nB^nB'^^ + mne mA"' + nB->mA + nB' Corrosión (1) Velocidad de corrosión Es la velocidad de penetración de la corrosión (pérdida de espesor de material por unidad de tiempo) W = masa perdida A = área de la muestra T = tiempo de exposición K = constante (87,6) p = densidad 17 Velocidad molar de corrosión: En función de la densidad de corriente y— N = n9 de electrones _ _ _ _ I = intensidad de la corriente F = constante de Faraday Predicción de la velocidad de corrosión: • Polarización: la variación del valor de cada potencial de electrodo • Sobrevoltaje (ri): magnitud a la que se determina la variación de cada potencial Polarización de activación: Algunas reacciones electroquímicas son muy lentas y requieren una cierta energía de activación (la etapa más lenta controla el proceso) 1) Adsorción de los iones H"^ a la superficie del metal (Zn) 2) Y transferencia de electrones H \ H%le ^ H 3 T H ;/ Zinc —ÍH-.
H,i 3) Combinación de átomos de Hidrógeno 2H -> H2 4) Coalescencia de moléculas * de Hidrógeno 18 ( n, = V •\ ±p-Log •v ^0 • lo = densidad de corriente de intercambio +0,2 f - " +0,1 0\ .SI, fO{H>/H^] -U,l - O '•un 0,2 - ujKii (i„()i 0,1 1 10 100 loon Densidad de corriente (Escala logarítmica) .
Si la velocidad molar de corrosión (r) de reducción es igual a la de oxidación: Polarización por concentración: Si las velocidades de reacción son altas y/o las concentraciones de de limita la difusión de H"^ en la intercara y aparece lo que se conoce como zona de agotamiento; se dice que el sistema esta polarizado por contentración.
i»! Un 19 Velocidad de corrosión a partir de datos de polarización: 2H' + 2e -> H2 +0.4 •0,2 • (,j(HVHj> Zn -> Zn'" +2e 1%) ^ I" í 10 10-'" 10"« tO* 10 " !0í 1 Dt-risidiU! di' coininif / (A/'cm-'l Pasivación: Si el metal en el proceso de oxidación queda recubierto por una capa de oxido estable frente al electrolito, se vuelve pasivo y su velocidad de corrosión disminuye anulándose prácticamente, mientras no se destruya la capa protectora.
Cuando se sobrepasa la densidad de corriente crítica en el punto A, la densidad disminuye en el punto B y se dice que el material está pasivizado; esta situación no variará hasta alcanzar el potencial C en que comenzará a aumentar.
t Tf.insp.tsiva .NV.
Al tiv.) 1 20 ...