Semana 11 - Corrosion

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ESCUELA PROFESIONAL DE 
INGENIERÍA QUÍMICA
Curso: Materiales de Ingeniería IFPR28 
Docente: MSc. RICARDO CUBA TORRE
TEMA DE CLASE
Corrosión
SEMESTRE 
ACADÉMICO 2021 A
16 de Julio del 2021
MSc. Hector Ricardo Cuba Torre
FIQ - UNAC
Facultad de Ingeniería Química FIQ
Materiales de Ingeniería Código: IFPR28
CORROSION
La corrosión esta definido como la degradación de los materiales por una reacción del material y
su medio. La naturaleza de la degradación dependerá del tipo de material, por ejemplo en los
metales la corrosión será un proceso electroquímico, mientras por ejemplo que en los cerámicos
dependerá de la disolución de sus componentes químicos.
La causa de todas las reacciones de corrosión es la inestabilidad termodinámica del material con
relación al aire, agua u otros agentes oxidantes que lo rodea.
El ratio de la conversión de la corrosión
𝑭𝒖𝒋𝒐 𝒎𝒂𝒔𝒂 =
𝑭𝒖𝒆𝒓𝒛𝒂𝒎𝒐𝒕𝒓𝒊𝒛
𝒓𝒆𝒔𝒊𝒔𝒕𝒆𝒏𝒄𝒊𝒂
En las reacciones de corrosión, el ratio de transformación sustituye el flujo de masa, y el potencial
electroquímico reemplaza a la fuerza motriz y la suma de resistencias individuales (reacciones y
resistencias de difusión) reemplaza a la resistencia.
Entonces, la fuerza motriz es una cantidad termodinámica mientras que la resistencia esta
directamente involucrada con la cinética de la reacción.
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CORROSION
En el proceso de corrosión ocurren una reacción anódica y catódica simultáneamente a
una misma velocidad de acuerdo a la ley de conservación de cargas.
Esta doble reacción es conocida una reacción REDOX descrita por la teoría del potencial
mixto donde del flujo de electrones del sistema en equilibrio es cero.
El potencial resultante de la Oxidación y Reducción es denominado potencial de
corrosión Ecorr.
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CORROSION
Las reacciones de corrosión en metales son de tipo electroquímico. La reacción esta
dividida en una reacción de oxidación (reacción anódica) y una reacción de reducción
(reacción catódica).
La reacción de oxidación del metal (Ec. [I]) se desarrolla con la reducción de especies en
el medio circundante/electrolitos – típicamente en entornos acuosos donde existe una
reducción de protones (Ec. [II]) o una reducción del oxígeno disuelto en agua (Ec. [III]).
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CORROSION
Termodinámicamente las ecuaciones [1] y [2] nos permiten evaluar la corrosión mediante el
potencial de electrodo de la reacción de oxidación (anódica) y la reacción de reducción (catódica).
∆𝑮 = −𝒏 𝑭 𝑽 1
𝑽 = 𝑬𝑪 − 𝑬𝑨 2
Donde:
∆𝐺 es el cambio de energía libre de Gibbs
n es el numero de electrons que circula en la reacción
F constante de Faraday 96500 Coulombs/mol
V Voltage total de la Celda
Ec Potencial de la Reaccion catódica
EA Potencial de la reacción anódica
∆𝑮 = −𝒏 𝑭 𝑽
𝑽 = 𝑬𝑪 − 𝑬𝑨
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Cambio de Energía Libre de Gibbs
Donde K es la constante de equilibrio para la reacción.
Por otro lado cuando todas las actividades de los reactantes y los productos son iguales a 
la unidad, el logaritmo natural es cero (Ln1=0), entonces ∆𝐺 = ∆𝐺𝑜
Como ∆𝐺 = −𝑛𝐹𝐸, entonces se tiene 
∆𝐺𝑜 = −𝑛𝐹𝐸𝑜
Donde,
𝐸𝑜 es la fuerza electromotriz cuando todos los reactantes y productos están en
estado estándar, estados de actividad igual a 1.
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Cambio de Energía Libre de Gibbs
Para desarrollarse cualquier reacción química incluyendo la reacción de un metal con su
ambiente, puede determinarse mediante el cambio de la Energía Libre de Gibbs, donde el
valor mas negativo de ∆𝐺 será factible la reacción.
Tenemos algunos ejemplos ilustrativos.
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Cambio de Energía Libre de Gibbs
Para una reacción general de una celda galvánica tenemos,
Donde K es la constante de equilibrio para la reacción.
Por otro lado cuando todas las actividades de los reactantes y los productos son iguales a 
la unidad, el logaritmo natural es cero (Ln 1 = 0), entonces ∆𝐺 = ∆𝐺𝑜
Como ∆𝐺 = −𝑛𝐹𝐸, entonces se tiene 
∆𝐺𝑜 = −𝑛𝐹𝐸𝑜
Donde,
𝐸𝑜 es la fuerza electromotriz cuando todos los reactantes y productos están en
estado estándar, estados de actividad igual a 1.
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Ecuación de Nernst
Esta es la ecuación de Nernst el cual expresa exactamente la fuerza electromotriz (voltios) de
una celda en términos de términos de actividades de los productos y reactantes.
Donde la actividad de una sustancia L disuelta es igual a su concentración en moles por
gramos de agua (molalidad), multiplicado por un factor de corrección 𝛾 denominado
coeficiente de actividad que es una función de la temperatura y concentración que es
determinado experimentalmente.
A una temperatura de 25ºC= 298ºK, constante de Faraday 96500 Coul/mol y la constante
R = 1.987 cal/mol ºK la ecuación de Nernst se convierte en,
∆𝐸 = (𝐸𝐶 − 𝐸𝐴) −
0.0592
𝑛
log
𝑀1
𝑛+
𝑀2
𝑛+
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Diagramas de Pourbaix
Marcel Pourbaix logro resumir los datos termodinámicos en la forma de diagramas Potencial
versus pH, donde relacionan el comportamiento electroquímico y de corrosión para cualquier
metal en el agua.
Presentan la ventaja de mostrar las condiciones especificas del potencial-pH bajo el cual el
metal no reacciona o puede reaccionar en forma de óxidos o iones complejos indicando donde
las especies son estables.
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Diagramas de Pourbaix
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Diagrama de Pourbaix del Agua
Cada línea en el diagrama representa las condiciones termodinámicas en equilibrio.
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Diagrama de Pourbaix para el Hierro
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Velocidad de Oxidación
La velocidadde oxidación depende de la
conductividad de los óxidos, debido a que los
iones tienden a moverse a través de la capa de
oxido.
La oxidación es mas rápida a medida que
aumenta la temperatura por el aumento de la
movilidad de los iones dentro de la capa de
oxido.
Cuando un metal se oxida y forma una capa
externa, esta capa puede permanecer en la
superficie del metal y limitar la corrosión
adicional al inhibir la capacidad del oxigeno u
otros corrosivos para alcanzar la superficie del
metal, esto es conocido como pasivación.
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Velocidad de Oxidación Parabólica
Cuando la difusión de los iones es la etapa que controla la 
oxidación de los metales, los metales puros siguen una relación 
parabólica siguiente,
𝒘𝟐 = 𝒌𝑷 ∗ 𝒕 + 𝑪
Donde: 
w masa generada por unidad de área
t tiempo
kP constante de velocidad parabólica
C constante
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Velocidad de Oxidación Logarítmica
Algunos metales como aluminio, cobre y Hierro se oxidan a
temperatura ambiente o ligeramente altas para formar películas
delgadas que cumplen con la ley de la velocidad logarítmica dada
por la siguiente ecuación,
𝒘 = 𝒌𝒆𝒍𝒐𝒈(𝑪 ∗ 𝒕 + 𝑨)
Donde: 
w masa generada por unidad de área
t tiempo
ke constante de velocidad logarítmica
C y A son constantes
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La prevención de la corrosión
Implica los siguientes enfoques:
a) Uso de un material como barrera para aislar o separar el 
metal del ambiente corrosivo.
b) Un cambio en las propiedades de la superficie del metal a 
través de una reacción superficial que la hace menos 
susceptible a la corrosión.
c) Contacto con otro metal, que se corroerá de sacrificio 
para proteger el metal de interés.
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Protección Catódica
Es un proceso electroquímico donde la corriente DC es aplicada al metal para 
detener la corrosión
Ánodos: Magnesio, Zinc, Aluminio
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Ejercicio
Una lamina de cobre es expuesta en un ambiente con oxigeno a 1000ºC sufriendo un proceso de
corrosión por ambos lados. Los siguientes datos de perdida de masa fueron obtenidos por cm2,
Determinar el proceso de oxidación corresponde a una velocidad de oxidación de:
a) Lineal b) parabólica c) logarítmica.
Perdida de masa 
(gramos/cm2)
Tiempo ( horas)
0.246
0.388
0.550
100
250
500
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Ejercicio
Un material de acero al carbono AISI 1080 esta expuesto en un ambiente marino industrial de
contaminación. Después de un año de exposición el acero es penetrado (P) en 130 µm y después
de 4 años la penetración es de 190 µm (micras).
Asumiendo un comportamiento Bi - logarítmico.
𝐥𝐨𝐠𝑷 = 𝑨 + 𝑩 𝐥𝐨𝐠 𝒕
Calcular:
a) Las constantes A y B.
b) La penetración después de 40 años
c) El ratio de la penetración con respecto al tiempo (dP/dt), en términos de penetración para 5, 25
y 40 años de exposición.
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Gracias por su atención