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Universidad Nacional de Ingeniería
Facultad de Ingeniería Química y Textil
 
Serie Galvánica
Equipo de trabajo:
Corzo Chávez, Lesly Nicol
Gómez Hernández, William Eduardo
Ponce Fermín, Liz
Docente:
Karin Páucar Cuba
Curso:
Corrosión I
LIMA-PERÚ
30 de noviembre del 2020
ÍNDICE
1. Fundamento teórico..............................................................................................................3
2. Procedimiento experimental.................................................................................................8
3. Discusiones y Conclusiones.................................................................................................9
4. Resultados............................................................................................................................9
5. Aplicación industrial............................................................................................................9
6. Preguntas............................................................................................................................10
7. Bibliografía........................................................................................................................16
1. Fundamento teórico
1.1. Corrosión
La corrosión, en el sentido más amplio, es un fenómeno natural, por medio del 
cual los sistemas químicos expresan su tendencia hacia un estado de equilibrio 
estable y puede definirse de varias maneras:
a) destrucción o deterioración de un material a causa de su reacción con el 
medio ambiente;
b) destrucción de los materiales por medios cualesquiera, excepto mecánicos; 
c) proceso inverso de la metalurgia extractiva, en virtud del cual los materiales 
metálicos tienden a volver al estado combinado, en el que se encuentran en 
la naturaleza, etc. [ CITATION Gon89 \l 3082 ]
La definición más apropiada depende del alcance que se le quiera dar; la última 
sólo es aplicable a metales y aleaciones, las primeras a todo sólido, metálico o 
no. Dado que se pretende estudiar exclusivamente la corrosión metálica, es la 
definición c) la que mejor se adapta al presente caso. [ CITATION Gon89 \l 3082 ]
1.2. Clasificación de la corrosión
Los fenómenos de corrosión pueden clasificarse de acuerdo con muy variados 
criterios. Por la morfología del ataque: ataque uniforme, ataque localizado, 
ataque intergranular, etc. Por el medio atacante: corrosión por ácidos, por sales 
fundidas, atmosférica, corrosión de estructuras enterradas, etc. Por las acciones 
físicas que junto con las químicas motivan el deterioro del metal: corrosión bajo
tensión, fatiga con corrosión, corrosión por cavitación, corrosión por corrientes 
vagabundas, etc. Por los mecanismos de reacción: [ CITATION Gon84 \l 3082 ] 
A saber,
a) oxidación directa, y 
b) corrosión electroquímica.
En a) el metal se combina con el medio por reacción directa; los átomos 
metálicos reaccionan químicamente con la sustancia agresiva, interesando el 
proceso a toda la superficie metálica y de una manera similar. [ CITATION 
Gon84 \l 3082 ]
En b) la corrosión se debe a la actuación de pilas electroquímicas en las que la 
disolución metálica ocurre en las regiones anódicas; en este caso el proceso no 
afecta por igual a toda la superficie, ya que en las regiones catódicas no hay 
ataque. La corrosión electroquímica es probable cuando los metales se hallan en
contacto con medios de conductividad electrolítica, en particular con el agua, 
soluciones salinas o la simple humedad de la atmósfera y de los suelos.
[ CITATION Gon84 \l 3082 ]
1.2.1. Corrosión electroquímica
Todo proceso de oxidación y de reducción supone un movimiento de 
electrones, y en este sentido podría hablarse siempre de reacción 
electroquímica. Sin embargo, este adjetivo se reserva a los mecanismos que
implican el movimiento de electrones desde una región anódica (donde 
tiene lugar la oxidación) a otra catódica (lugar de la reducción) a través de 
regiones (distancias interatómicas hasta varios kilómetros) de metal no 
reaccionante. [ CITATION Gon84 \l 3082 ]
El paso de la electricidad a través del líquido es posible a causa del 
movimiento de aniones y cationes hacia el ánodo y cátodo, 
respectivamente. El metal anódico es corroído en un proceso en que los 
átomos metálicos se disuelven como iones positivos al ceder electrones a 
otros átomos o iones. En cambio, el metal catódico, que recibe los 
electrones liberados en el ánodo, permanece relativamente inmune (Figs. 1 
y 2). [ CITATION Gon84 \l 3082 ]
Figura 1. Ilustración esquemática del funcionamiento de una pila de corrosión en solución ácida. Corte transversal
(p.ej., dos metales, granos cristalinos o fases distintas).
Figura 2. Ilustración esquemática del funcionamiento de una pila de corrosión en solución neutra aireada. Corte
transversal (p. ej., dos metales, granos cristalinos o fases distintas).
En el contacto entre metales distintos, o cuando existen regiones de 
actividad diversa en la superficie de un mismo metal, las áreas más activas 
tienden a ser los ánodos de las pilas de corrosión que se forman. Sobre ellas
se localiza, por tanto, el ataque electroquímico, que necesariamente ha de 
estar acompañado por un proceso de reducción en el cátodo. De este modo 
se puede formular: [ CITATION Gon84 \l 3082 ]
Reacción anódica (oxidación)
Reacción catódica (reducción)
Cualquier proceso de reducción, por ejemplo:
Y en general,
1.2.2. Potencial electroquímico
Las diferencias de potencial electroquímico son el origen de que unas 
regiones actúen anódicamente y otras lo hagan catódicamente. El cono 
cimiento del potencial de electrodo es de la mayor importancia para 
interpretar los mecanismos de corrosión electroquímica. Su medida permite
determinar el grado de polarización del electrodo e incluso estimar la 
velocidad de corrosión metálica; conocer si un metal está en estado 
«activo» o «pasivo»; establecer las regiones anódicas (en las que el metal 
se ataca) y las catódicas en grandes estructuras, o entre metales diferentes 
en contacto, etc. [ CITATION Gon84 \l 3082 ]
Tabla 1. Potenciales normales de electrodo. De abajo arriba aumenta gradualmente la tendencia del metal a
disolverse dando cationes.
1.2.3. Medida de potenciales
Las dificultades operatorias encontradas con un electrodo de gas hidrógeno 
han motivado el desarrollo de otros elementos de referencia. Puesto que el 
potencial de éstos se mantiene relativamente fijo, el valor del potencial del 
electrodo que se desea medir se deduce de su comparación con el del 
electrodo escogido como de referencia. Con frecuencia la conexión entre 
ambos electrodos se establece a través de un puente salino de elevada 
conductividad. [ CITATION Gon84 \l 3082 ]
Son numerosos los electrodos patrones utilizados en la práctica. 
La Figura 3 muestra algunos de los más comúnmente
Figura 3. Electrodos de referencia de fácil construcción. 
(A) Electrodo de calomelanos empleado principalmente en medidas de laboratorio (el extremo del puente
salino se introduce en el electrólito donde se halla el metal objeto de medida)
(B) Dos variantes de electrodos de cobre/sulfato de cobre de gran utilización para la medida de 
potenciales de metales enterrados (el electrodo de referencia se sitúa directamente en el medio que 
contiene el metal objeto de medida; el contacto se establece a través del tapón poroso). 
(C) Electrodo de plata/cloruro de plata especialmente utilizado para la medida de potenciales en agua 
de mar (en este medio la barrita de plata recubierta de AgCl se suele emplear fuera del frasco.
Los electrodos representados corresponden a los sistemas mercurio/ cloruro
mercurioso, cobre/sulfato de cobre y plata/cloruro de plata. Sus potenciales 
cambian según la concentración salina, siendo a 25° C los que se indican a 
continuación:
Resulta, a menudo, imprescindible la utilización de un potenciómetro o 
milivoltímetro de alta impedancia para determinar la diferencia de 
potencial entre electrodo patrón y muestrametálica, ya que, de otra manera,
los valores obtenidos pueden ser notablemente erróneos.[ CITATION Gon84 \l 
3082 ]
1.3. Serie galvánica
Cuando se someten diferentes metales a las mismas condiciones adoptan 
valores específicos de Ecorr, que pueden ordenarse en series similares a los 
potenciales estándar (Tabla 1). A las series de potenciales estándar se las 
denomina electroquímicas, mientras que las ordenaciones según los potenciales 
de corrosión se conocen por series galvánicas. [ CITATION Gon89 \l 3082 ]
La gran diferencia entre ambas es que los potenciales estándar corresponden a 
una situación ideal de equilibrio de una semirreacción (semipila), mientras que 
las series galvánicas relacionan los potenciales del proceso global, de la pila 
completa de corrosión y son estos con los que se miden directamente por 
comparación con los electrodos de referencia, e informan del peligro real de los 
pares galvánicos formados por acoplamiento de materiales metálicos diferentes.
Desgraciadamente los potenciales de corrosión dependen del medio, a 
diferencia de los potenciales de equilibrio. [ CITATION Gon89 \l 3082 ]
En la figura 4 se ofrece, una serie galvánica en agua de mar, con la peculiaridad
de que, en ella, en lugar de un valor único del potencial, se adopta el criterio 
más realista de ofrecer el intervalo de variación del potencial de las aleaciones 
en el medio, algo muy importante a considerar si se quiere evitar fallos 
imprevistos por corrosión.[ CITATION Gon89 \l 3082 ]
Figura 4. Serie galvánica en agua de mar
2. Procedimiento experimental
1. Ligar las superficies de los metales (acero al carbono, aluminio, cobre, acero
inoxidable, grafito y clavo) para no interrumpir el contacto del electrolito con el
metal.
2. Preparar una disolución de NaCl al 3.5 %, disolviendo 35 g de NaCl en agua
destilada enrasando en una fiola de 1 litro.
1. Vaciar la disolución a un vaso precipitado, la altura desea para las mediciones.
2. Introducir el electrodo de referencia en la disolución, sujetándolo el electrodo con la
ayuda de un soporte universal y pinzas.
1. Sujetar con la pinza el electrodo del metal e introducir en la disolución, no se apoya
en el vaso ninguno de los electrodos y estos tienen que estar lo más cercanos posible.
1. Conectar la salida, cable negro, del voltímetro (COM) al electrodo de referencia y la
salida roja con el electrodo de metal. 
2. Esperar a que se estabilice el potencial y medir el potencial para el tiempo cero.
3. Seguir midiendo cada 30 segundos hasta los 10 min
Repetir para los diferentes metales.
3. Discusiones y Conclusiones
Discusiones
 El potencial medido para el clavo es similar al del acero al carbono, esto se deba
quizá a que está hecho del mismo material.
 La serie galvánica encontrada guarda similitud con la establecida
experimentalmente, probablemente a que el agua de mar tiene una concentración
de sal similar a la usada.
Conclusiones
 El grafito es el material más inerte a efectos de corrosión de los estudiados.
 El aluminio es el material más fácil de corroer en este medio.
 El acero inoxidable si bien es más noble que el resto de materiales, con
excepción del grafito, no es inmune a la corrosión en este medio porque su
potencial está en valores negativos aún. Aunque claro será el último en
corroerse.
4. Resultados
Los datos proporcionados son:
5. Aplicación industrial
En los metales multifásicos como el acero al carbono, los procesos de corrosión pueden
ocurrir a niveles microscópicos, en donde los pares galvánicos son sistemas tan locales
que inclusive la misma estructura metálica que se corroe sirve como conductor eléctrico
entre las fases. Se ha prestado menor atención al estudio de la corrosión por celda
local, probablemente debido a que, generalmente se manifiesta como un proceso lento
que termina estabilizando la superficie metálica, sin embargo, dependiendo de las
concentraciones de los diferentes reactivos en el electrolito, pueden existir condiciones
especiales en las que la cinética de las reacciones sea acelerada. Autores como Fitts, y
Besson,, aplicaron principios de termodinámica de procesos irreversibles para describir
las reacciones electroquímicas de especies disueltas, sin embargo, hace falta aplicar
dichos principios al fenómeno de corrosión. Un trabajo de investigación
realizado , reporta que la microestructura y las propiedades electroquímicas en la región
interfacial morteroacero se ven modificadas por efecto de los cloruros internos en la
corrosión de sistemas de mezclado de cemento, observando que la microestructura
interfacial de la matriz de acero está correlacionada con la estructura de los poros, cuyas
distribuciones de tamaño antes y después de la corrosión muestran que el volumen de
poros disminuyó para diámetros de poro cercanos a 200 μm y aumentó para diámetros
de poro cercanos a 1 μm.
La microestructura interfacial con la menor porosidad presentó la tasa de corrosión más
baja. , , examinaron el carácter de la distribución de fronteras de grano y evaluaron la
resistencia a la corrosión intergranular, encontrando que el tratamiento termomecánico
redujo la sensibilidad a la corrosión intergranular, siendo mínima en el acero sometido a
un rolado leve. Las pruebas ácidas mostraron tasas de corrosión mucho menores en los
especímenes con tratamiento termomecánico que en los del material base expuestos a un
largo tiempo de sensibilización. El tratamiento termomecánico óptimo aumentó la
frecuencia de fronteras con red coincidente y la discontinuidad de la red de fronteras
aleatorias corrosivas en el material, elevando la resistencia a la corrosión intergranular y
restringiendo su propagación a partir de la superficie.
Los estudios de corrosión, basados principalmente en el uso de técnicas electroquímicas
de una interfase de acero en medio acuoso no consideran los mecanismos de oxidación
para fases separadas. Para comprender los mecanismos de corrosión de ferrita y
perlita, Cabrera-Sierra y col. Sin embargo, hay algunas discrepancias relacionadas con
la composición química de los productos de corrosión y la reversibilidad en el proceso
de oxidación-educción de estos compuestos. Se demostró que los potenciales aplicados
entre la punta del instrumento y la muestra no alteran el proceso de corrosión en la
superficie.[ CITATION Leo06 \l 10250 ]
6. Preguntas
1. Hacer un esquema del electrodo de referencia usado, indicando sus partes.
Electrodo de calomel.
El electrodo de calomel es uno de los más antiguos, pero también de los más
comúnmente usados. Está constituido por un sistema Hg2Cl2| Hg0| Cl- , de
manera que las sustancias formen una estructura compacta. La pasta de calomel
(Hg0 + Hg2Cl2 + Sol. de KCl sat.), se prepara mezclando una pequeña cantidad
de Hg0 con cloruro mercuroso, humedeciéndola con la solución saturada de KCl,
hasta formar una pasta homogénea consistente de color gris claro. El contacto
Tensión en 
corriente alterna
eléctrico con el mercurio se establece a través de un alambre de platino y la
unión iónica por medio de un tabique poroso (vidrio sinterizado o cerámica).
[ CITATION Dea88 \l 10250 ]
Hg2Cl2 + 2e- →2Hg0 + 2Cl-
 
Fig. [1] Electrodo de referencia de calomel.
2. Hacer un esquema del voltímetro de alta impedancia, indicando su procedimiento
de uso y como sabemos el signo del potencial de reducción medido.
 
Tensión en 
corriente continua
Conector de entrada para 
medidas de hasta 10A
Conector pinza roja para 
medidas tensión/resistencia
Conector común pinza 
negra.COM.
La utilización del voltímetro en la experiencia es para medir la diferencia de
potencial eléctrico, también conocido como voltaje, de un metal (electrodo de
trabajo) y un electrodo de referencia conocido (electrodo de calomel) en
solución salina de cloruro de sodio. El electrodo de referencia se conecta al
multímetro mediante unconector negro que va al casquillo COM y el electrodo
de trabajo (metal) va al casquillo de V-Ω mediante el conector rojo.[ CITATION
Int15 \l 10250 ]
3. Hacer un gráfico de potencial vs tiempo para todos los metales y aleaciones en
conjunto. Comentar sobre las curvas obtenidas: el tiempo que demora en
establecerse; si empieza de valores altos y baja o si empieza de valores bajos y
sube; si sube y baja y no se establece, etc.
Acero Inoxidable Acero al carbono Aluminio Cobre Grafito Clavo
0 -180.1 -407.1 -762 -310 -60.8 -460
0.5 -167.9 -431 -734 -243 -47 -490
1 -160.8 -442 -742 -253.3 -24 -516
1.5 -156.2 -475 -748 -263.6 -11 -526
2 -151.8 -484 -756 -273.9 7 -534
2.5 -150.2 -492 -762 -284.2 16 -542
3 -149.7 -500 -768 -294.5 29 -550
3.5 -150.5 -506 -772 -291.5 45 -558
4 -151.9 -510 -775 -289.5 61 -566
4.5 -152.8 -516 -775 -287.5 77 -574
5 -154 -520 -775 -285.5 86 -580
5.5 -154.7 -523 -775 -283.5 92 -586
6 -155.2 -528 -773 -281.5 98 -592
6.5 -156.4 -532 -774 -279.5 104 -598
7 -157.2 -536 -774 -277.5 110 -604
7.5 -158.2 -541 -774 -275.5 116 -608
8 -159.3 -544 -774 -273.5 122 -612
8.5 -160.4 -549 -774 -271.5 128 -616
9 -161.3 -554 -774 -269.5 134 -620
9.5 -162.6 -559 -773 -268.5 140 -624
10 -163.5 -563 -773 -267.5 146 -628
Voltaje (mV)
Tiempo (minutos)
De 
esta 
tabla
al 
graficar obtenemos:
Como se observa el voltaje medido del grafito va aumentando con el tiempo, el acero
inoxidable se mantiene casi constante, el cobre tiene un valor inicial un poco
discordante, quizá producto de una mala medida, luego baja un poco y sube hasta ser
casi constante. El acero al carbono presenta un comportamiento muy similar al clavo,
por lo que podemos suponer que el clavo es de un tipo de acero al carbono con una
composición de C un poco menor al de la muestra de acero al carbono. Por último, el
aluminio también parece tener una primera medida un poco discordante y el resto se
mantiene casi constante.
4. Con los últimos valores medidos de potencial para cada metal y aleación, hacer
una tabla, listándolos de mayor a menor valor. Esta tabla sería la Serie Galvánica
en el medio con que se trabajó. Comparar estos resultados con la Serie Galvánica
en agua de mar dado por la bibliografía. Discutir y comentar.
Al analizar los últimos potenciales podemos establecer una serie galvánica en la
solución de NaCl al 3.5% y podemos compararla con el agua de mar.
Serie Galvánica en medio salino (3.5% NaCl)
Material Potencial estándar (V)
Aluminio -0.7730
Clavo -0.6280
Acero al carbono -0.5630
Cobre -0.2675
Acero Inoxidable -0.1635
Grafito 0.1460
0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6 6.5 7 7.5 8 8.5 9 9.5 10
-800
-750
-700
-650
-600
-550
-500
-450
-400
-350
-300
-250
-200
-150
-100
-50
0
50
100
150
Voltaje medido vs tiempo
Acero Inoxidable
Acero al carbono
Aluminio
Cobre
Grafito
Clavo
Tiempo (minutos)
D
if
e
re
n
ci
a 
d
e
 p
o
te
n
ci
al
 (
m
V
)
Serie Galvánica en agua de mar
Material Potencial estándar (V)
Aluminio -0.7900
Clavo Sin referencia
Acero al carbono -0.6300
Cobre -0.3600
Acero Inoxidable (304 - 316) 0.3000
Grafito 0.2100
Los valores para la serie galvánica en agua de mar son tomados aproximadamente del
gráfico proporcionado. Como se observa la diferencia entre los valores es mínima. Esto
es porque el agua de mar presenta una composición similar del 3.5% en masa de sal.
Entonces es correcto suponer que el gráfico proporcionado es también medido con un
electrodo de referencia de Calomel. Además, el dato del grafito lo obtuvimos de una
serie galvánica con valores positivos en agua de mar usando electrodo de referencia de
Calomel. 
5. De la bibliografía seleccionar un electrodo de referencia diferente a los explicados 
en clase. Indicar su valor de potencial, un esquema del mismo y su campo de 
aplicación principal. Colocar la fuente consultada.
Electrodo de electrodos de cobre/sulfato de cobre:
Este electrodo es muy útil para trabajo de campo, sobre todo en las mediciones de la
corrosión. Es de gran utilización para la medida de potenciales de metales 
enterrados (el electrodo de referencia se sitúa directamente en el medio que contiene
el metal objeto de medida; el contacto se establece a través del tapón poroso).
[ CITATION Gon84 \l 3082 ]
Este electrodo de construcción simple, se estructura con una barra (o tubo) de cobre 
sumergida en una solución de sulfato de cobre saturada, que contiene cristales de 
CuSO4 para mantener la saturación. Para establecer el contacto iónico se emplea un 
tapón de madera (de pino o equivalente), el cual debe ir colocado en uno de los 
extremos de un tubo de plástico de aproximadamente 1 m de longitud (para evitar la 
polarización), el cual contendrá el sulfato de cobre y el cobre. En el otro extremo 
deberá ir una cubierta del mismo material, de preferencia roscada, que permitirá la 
salida del cable de contacto eléctrico. El tapón de madera debe ser ajustado a 
presión, por ejemplo, al extremo del tubo y tiene que ser tratado con un 
procedimiento especial (saturándolo con CuCO3) para graduar su porosidad y evitar
fugas. 
El potencial de electrodo se estima por medio de la ecuación de Nernst, 
considerando el equilibrio de un sistema metal-ión metálico en solución(Cu°/Cu2+).
Potencial del electrodo a 25°C:
Figura 5. Electrodo de electrodos de cobre/sulfato de cobre
Fuente: Gonzalez, J. (1984). Teoría y práctica de la lucha contra la corrosión. Pgs. 17-18. 
Madrid: CSIC.
7. Bibliografía
Gonzalez, J. (1984). Teoría y práctica de la lucha contra la corrosión. Madrid: CSIC.
González, J. (1989). Control de la corrosión: Estudio y medida por técnicas electroquímicas. 
Madrid: CSIC.
Dean, J. A. (1988). MANUAL DE QUÍMICA. Obtenido de 
http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/ELECTRODOSDEMEDIDAYDEREFERE
NCIA_22645.pdf
Introducción al voltímetro. (09 de 06 de 2015). Obtenido de 
https://www.demaquinasyherramientas.com/herramientas-de-medicion/introduccion-al-
voltimetro
	1. Fundamento teórico
	2. Procedimiento experimental
	3. Discusiones y Conclusiones
	4. Resultados
	5. Aplicación industrial
	6. Preguntas
	7. Bibliografía