Corrosión y Desgaste - Cap.

23
Ciencia e ingeniería de materiales
Donald r. Askeland – sexta edición

Materiales Industriales
Universidad Distrital – Facultad de ingeniería
Ing. Industrial

William Steven Trujillo 20181015118

Jhoan Mateo Avella 20181015108
Nicolás Romero Venegas 20171015062
Nicolás Moreno Castellanos 20171015056
CORROSION:
La corrosión es la interacción de un metal con el medio que lo
rodea, produciendo un deterioro en sus propiedades físicas y químicas.
La corrosión se produce como consecuencia de un principio de la
naturaleza según el cual todo material (sistema) evoluciona hasta
alcanzar el equilibrio (estado de mínima energía).
Se puede hablar de corrosión en:
- metales
- hormigón
- ladrillos
- polímeros
Clasificación de los Procesos de Corrosión

• Según la morfología
- corrosión uniforme
- corrosión localizada

• Según el medio
- corrosión química
- corrosión electroquímica
 Corrosión uniforme: el ataque se extiende en forma homogénea sobre
toda la superficie, la penetración media es igual en todos los puntos.

 Corrosión localizada: el ataque se localiza en sectores. Existe la

corrosión en placas, Corrosión por picado, Corrosión intergranular y
Corrosión fisurante.
Corrosión Química
 La corrosión química se caracteriza porque la oxidación que se
desarrolla es gracias a la acción de electrólitos sobre el metal. Los
procesos electrolíticos pueden ser muy complejos en dependencia de
la naturaleza del metal y del electrólito, pero en general
corresponden a una reacción de oxidación-reducción, en la que
el metal sufre un proceso de oxidación y se destruye.
Corrosión Electroquímica
 Es la forma mas común de ataque de metales, se presenta cuando los
átomos del metal pierden electrones y se convierten en iones. A
medida que el metal es consumido se forma un sub producto de la
corrosión.
 Este tipo de corrosión ocurre con más frecuencia en un medio
acuoso, en el que hay iones presentes, por ejemplo en agua, tierra o
aire húmedo.
Celda electroquímica
 Es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una
reacción redox espontánea en donde la sustancia oxidante y la reductora
comienzan a reaccionar, de manera que se genera esta energía.
 Ánodo: cede al circuito electrones y se corroe, es decir, el lugar donde se
produce la oxidación.
 Cátodo: Recibe electrones del circuito y estos se combinan con los iones
produciendo el sub producto; lugar donde se produce la reducción.
 Electrolito: Debe estar en contacto con el ánodo y el cátodo porque este es
el que conduce los iones y electrones, es importante que se encuentre
fundido o acuoso.
Reacción Anódica:
 El ánodo que es un metal, experimenta una reacción de oxidación por
medio de la cual se ionizan los átomos del metal . Los iones metálicos
entran en la solución electrolítica en tanto que los electrones salen
del ánodo por la conexión eléctrica.

𝑛 +
𝑀 𝑀 + 𝑛ⅇ−

Como los iones salen este se corroe, porque se oxida.

Reacción Catódica en el Electro chapado
 En el electrochapado, ocurre en el cátodo una reacción de reducción
catódica, que es la inversa de la reacción anódica.

𝑛 +
𝑀 + 𝑛ⅇ− 𝑀

 Los iones metálicos que se encuentran en el electrolito se combinan

con los electrones del cátodo, y el metal entonces se electrodeposita
y cubre la superficie del cátodo.
Potencial del electrodo en celdas electro
químicas
 En el proceso de corrosión se genera de manera natural un potencial
cuando un material se coloca en una solución, y de esta manera se
forma el potencial necesario para activar la reacción de corrosión.
 Cuando en un electrolito se coloca un metal puro, se forma un
potencial electrodo que esta relacionado con la tendencia del
material a ceder sus electrones.
 La fuerza de activación para la reacción de oxidación es compensada
con una fuerza de activación igual pero de sentido contrario para la
reacción de reducción.
Efecto de la concentración sobre el potencial
del electrodo
 El potencial del electrodo depende de la concentración del electrolito.
A 250 C, la ecuación de Nernts da el potencial del electrodo en
soluciones no estándar.
0.0542
𝐸 = 𝐸0 + log 𝐶𝑖𝑜𝑛
𝑛
 Donde:
 E= Potencial del electrodo en una solución con una concentración
(Cion) del metal en unidades molares.
 n= Es la carga en el ion metálico.
 𝐸 0 = Potencial estándar del electrodo en una solución.
Ejemplo:
Suponga que se disuelve 1g de cobre como CU2+ en 1000g de
agua para producir un electrolito. Calcule el potencial del
electrodo de la semicelda de cobre dentro de ese electrolito.
Suponga T=25°C.
Solución:
1
𝐶𝑖𝑜𝑛 = = 0.0157𝑀
63.54

De la Ecuación de Nernst, con n=2 y E0=+0,34 V,

0.0592 0.0592
𝐸 = 𝐸° + log( 𝐶𝑖𝑜𝑛) = 0.34 + log( 0.0157)
𝑛 2
= 0.34 + (0.0296)(−1.8) = 0.29𝑉
Rapidez de corrosión o de chapado
 La cantidad de metal depositado en el cátodo en el electrochapado o
eliminado del ánodo por corrosión pueden determinarse a partir de la
ecuación de Faraday.
𝐼𝑡𝑀
 𝑤=
𝑛𝐹
 Donde :
 W= Es el peso depositado o corroído.
 I= Es la corriente.
 M= masa atómica.
 N= Carga del ion metálico.
 F= constante de Faraday (96 500 C).
 A veces la corriente se expresa en términos de la densidad de corriente
i=I/A , de modo que la ecuación se convierte en :

𝑖𝐴𝑡𝑀
𝑤=
𝑛𝐹

 Donde el área A (𝑐𝑚2 ) es el área superficial del ánodo o del cátodo.

Ejemplo:
Diseñe un proceso para el electrochapado de una capa
de 0.1cm de grueso de cobre en una superficie de
cátodo de 1 x 1 cm.
Solución:
Para producir una capa de 0,1cm de grueso en un área superficial de 1cm2 , la masa
del cobre debe ser :
𝑔ൗ 𝐴 = 1𝑐𝑚 2
𝑃𝐶𝑢 = 8.93 𝑐𝑚 3
- Volumen de cobre = (1 cm2)(0,1cm)=0,1cm3 - Masa de cobre = (8,93 g/cm3)(0,1cm3)=0,893g

De la ecuación de Faraday, donde Mcu =63,54 g/mol y n=2

𝑤𝑛𝐹 (0.893)(2)(96500)
𝐼𝑡 = = = 2712𝐴𝑠
𝑀 63.54
Por tanto, se podrían usar varias combinaciones diferentes de corriente y tiempo para
producir la placa de cobre:
Corriente Tiempo
0,1 A 27 124 s=7,5h
1,0 A 2 712 s=45,2 min
10,0 A 271,2 s=4,5 min
100,0 A 27,12 s=0,45 min
La corriente de corrosión y polarización
 Para proteger de la corrosión a los metales, es deseable que la
corriente sea lo mas pequeña posible, pero esta es muy difícil de
medir, controlar o predecir. Parte de esta dificultad se le atribuye a
diversos cambios que ocurren en la operación de la celda de
corrosión; un cambio en el potencial del cátodo o en el ánodo que a
su vez afecta la corriente de celda se denomina polarización.
 Existen tres tipos de polarización
1. Activación
2. Concentración
3. Resistencia
Polarización de Activación
La polarización por activación se refiere a aquellos factores
retardadores de la reacción, esta clase de polarización esta relacionada
con la energía necesaria para que ocurran reacciones anódicas o
catódicas. Si se puede aumentar el grado de polarización estas
reacciones ocurren con mayor dificultad y se reduce la rapidez de
corrosión.
Polarización de concentración
La polarización por concentración se refiere al retardo de la reacción
electroquímica como resultado de los cambios de concentración en la
solución adyacente a la superficie metálica.
Si la reacción procede a muy alta velocidad y la concentración de iones
de la solución es baja, los iones serán consumidos por la reacción
química retardando la corrosión.
Polarización de resistencia
 Este tipo de polarización se presenta por la resistividad eléctrica del
electrolito. Si se presenta una mayor resistencia la flujo de la
corriente, la rapidez de corrosión se reduce. De nuevo, el grado de
polarización de resistencia puede cambiar cuando cambia la
composición del electrolito durante el proceso de corrosión.
Tipos de corrosión electroquímica
 La corrosión electroquímica se divide principalmente en dos tipos
 Uniforme:
 Cuando el metal se coloca en un electrolito, algunas regiones resultan
anódicas con respecto a otras; como las regiones anódicas y catódicas
se invierten continuamente el material se corroe uniformemente.
 Galvánico: se produce cuando ciertas áreas actúan siempre como
ánodos mientras otras actúan siempre como cátodos. Existen tres
tipos de celdas para este ataque: celda de composición, de esfuerzo y
de concentración
Celdas de composición
 Aparecen cuando dos metales o aleaciones, por ejemplo cobre y
hierro, forman una celda electrolítica. Debido al efecto de los
elementos de aleación y de las concentraciones del electrolito en la
polarización, las series fem no pueden decir cuales regiones se
corroen y cuales están protegidas.
Celdas de esfuerzo
 Estas celdas se forman cuando un metal contiene regiones con
diferentes esfuerzos locales. Las regiones con esfuerzos mas elevados
o de más alta energía actúan como ánodos con respecto a las áreas
catódicas con menos esfuerzos.
Celdas de concentración
 Las celdas de concentración aparecen debido a las diferencias de
concentración en el electrolito. De acuerdo con la ecuación de Nerst,
una diferencia de concentración de iones metálicos ocasiona una
diferencia en el potencial del electrodo. El metal en contacto con la
solución mas concentrada es el cátodo; el metal en contacto con la
solución diluida es el ánodo.
Corrosión microbiana
 La corrosión microbiana se refiere a la corrosión provocada por la
presencia y / o actividades de los microorganismos en las biopelículas
de la superficie del material corrosivo.
 La mayoría de los materiales, incluyendo metales, polímeros, vidrio y
cerámica pueden ser degradados de esta manera. La serie de
organismos microbiológicos, en particular las bacterias, los hongos y
las algas han sido asociados a los daños de corrosión en los sistemas
de aguas.
Protección contra la corrosión
 Las partes mas importantes para la protección son el diseño, la
selección de material y el uso de recubrimientos.
 1. Impedir la formación de celdas galvánicas.
 2. Hacer que el área del ánodo sea mucho mayor que la del cátodo.
 3. Diseñar sistemas de fluidos cerrados.
 4. Evitar hendiduras entre los materiales ensamblados.
 5. No reducir la rapidez de corrosión hasta el nivel que interfiera con
la duración del material.
Recubrimientos
 Los recubrimientos se utilizan para aislar las regiones anódicas y
catódicas también impiden la difusión de oxigeno o de vapor de agua
que inicia la corrosión u oxidación. Los recubrimientos temporales por
ejemplo grasa o aceite dan un poco de protección pero se disgregan
con facilidad.
Inhibidores
 Cuando se agregan al electrólito algunos productos químicos emigran
de preferencia hacia la superficie anódica o catódica produciendo
polarización por concentración o por resistencia, es decir, son
inhibidores.
Protección catódica
 Se puede dar protección contra la corrosión si se suministra
electrones al metal y se fuerza al metal hacia el cátodo. La protección
catódica puede utilizar un ánodo de sacrificio o un voltaje aplicado.
Protección anódica o pasivación
 Los metales situados cerca del extremo anódico de la serie galvánica
son activos y sirven como ánodos en casi todas las celdas
electrolíticas; si se hace que estos metales sean mas pasivos o mas
catódicos, se corroen con mas lentitud de la normal.
Selección y tratamiento de materiales
 L a corrosión puede evitarse o reducirse si seleccionan los materiales
y los tratamientos térmicos apropiados, el tratamiento térmico es
muy importante a la hora de fabricar metales con formas
determinadas, con dobleces; puesto que si no se tiene en cuenta el
choque térmico que puede tener el material, estas fallas por los
tratamientos térmicos se pueden reducir al mínimo por medio de un
recocido de alivio de esfuerzos.
Oxidación y otras reacciones gaseosas
 Materiales de todo tipo pueden reaccionar con oxigeno y otros gases.
Estas reacciones pueden, al igual que la corrosión alterar la
composición, propiedades o integridad de un material.
Oxidaciones de metales
 Los metales pueden reaccionar con el oxigeno para producir un oxido
en la superficie. Interesan tres aspectos de esta reacción: la facilidad
con la que se oxida el metal, la naturaleza de la película de oxido que
se forma y la rapidez con la que ocurre la oxidación.
La relación de Pilling-Bedworht (P-B) es :
 Esta relación sirve para calcular el volumen de el oxido y el metal, y
poder observar el estado en que se encuentra el material .

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑝𝑜𝑟 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝑀 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜)(𝑃 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙)

P−𝐵 = =
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 𝑝𝑜𝑟 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 𝑛(𝑀 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙)(𝑃 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜)
 Donde:
-M = masa atómica - P = densidad
- n = número de átomos de metal en oxido
Casos:
 Si la relación P-B < 1, el oxido ocupa un volumen menor que el metal
del cual se forma; el recubrimiento, por tanto, es poroso y la oxidación
continua rápidamente.
 Si la relación 2 >= P-B >= 1 , los volúmenes de oxido y metal son
semejantes y se forma una película protectora, no porosa.
 Si la relación P-B > 2, el oxido ocupa un volumen mas grande y puede
desprenderse de la superficie, exponiendo metal fresco que continua
oxidándose.
Ejemplo:
La densidad del aluminio es de 2,7g/cm3 y la del Al2O3 es de unos
4g/cm3. Describa las características de la película de oxido de aluminio.
Compare con la película de oxido que se forma en el tungsteno. La
densidad del tungsteno es de 19,254g/cm3 y la del WO3 es de
7,3g/cm3.
Solución:
Para 2Al+3/2O3--- Al2O3 ,El peso molecular del Al2O3 es de 101,96g/mol y la del aluminio es de
26,981g/cm3 .
𝑔
𝑀𝐴𝑙2 𝑂3 𝑃𝐴𝐿 (101.96 )(2.7𝑔/𝑐𝑚3 )
𝑃−𝐵 = = 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝑀𝐴𝑙𝑃𝐴𝑙2 𝑂3 (2)(26.981 𝑔 )(4𝑔/𝑐𝑚3 )
𝑚𝑜𝑙
= 1.28

Para el tungsteno, W+3/2O2---WO3. El peso molecular del WO3 es de 231,85 g/mol y el del tungsteno es
de 183,85g/mol.
𝑔
𝑀𝑊𝑂3 𝑃𝑊 (231.85 )(19.254𝑔/𝑐𝑚3 )
𝑃−𝐵 = = 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝑀𝑊𝑃𝑊𝑂3 𝑔
(1)(183.85 )(7.3𝑔/𝑐𝑚3 )
𝑚𝑜𝑙
= 3.33

Como P-B≠ 1 para el aluminio , la pelicula de Al2O3 es no porosa y adherente, que da protección al
aluminio subyacente, Como P-B > 2 para el tungsteno, el WO3 debe ser no adherente y no protector
 La rapidez de oxidación:
 La rapidez a la que ocurre la oxidación depende del acceso del
oxigeno a los átomos de metal. Se presenta una rapidez lineal
de oxidación cuando es poroso, y el oxigeno tiene un acceso
continuo a la superficie metálica.

𝑦 = 𝑘𝑡

 Donde:
 y es el grosor del oxido.
 𝑡 es el tiempo
 𝑘 es una constante que depende del metal y de la temperatura.
 Cuando la difusión de iones o electrones a través de una capa de oxido
no porosa es el factor de control, se observa una relación parabólica.
𝑦 = 𝑘𝑡
 En el caso de crecimiento de las películas delgadas de oxido que son
particularmente protectoras.
𝑦 = 𝑘 ⋅ ln(𝐶𝑡 + 1)
 Donde:
K y C: Constantes para una temperatura, ambiente y composición
particulares.
Ejemplo:

A 1000°C, el níquel puro sigue una curva parabólica de

oxidación dada por la constante k=3,9x10-12 cm2/s en una
atmosfera de oxigeno, Si esta relación no la afecta el grosor de
la película de oxido, calcule el tiempo necesario para que una
lamina de 0.1cm de grosor se oxide por completo.
Solución:
Si supone que la lamina se oxida a ambos lados:

𝑐𝑚 2 0.1𝑐𝑚
𝑦 = 𝑘𝑡 = (3.9𝑥10 −12 )(𝑡) = = 0.05𝑐𝑚
𝑠 2 𝑙𝑎𝑑𝑜𝑠
(0.05𝑐𝑚)2 8
𝑡= 2 = 6.4𝑥10 𝑠 = 20.3 𝑎ñ𝑜𝑠
−12 𝑐𝑚
3.9𝑥10
𝑠
Desgaste y erosión:
 El desgaste y la erosión eliminan el material de un componente por
ataque mecánico de solidos o líquidos, la corrosión y la falla mecánica
también contribuyen en este tipo de ataque.
Desgaste adhesivo
 Se presenta cuando dos superficies solidas se deslizan sobre otra,
bajo presión. Las salientes de una superficie, o asperezas, se
deforman plásticamente y al final quedan soldadas entre si por las
altas presiones locales
Desgaste abrasivo
 Cuando se elimina material de una superficie por contacto con
partículas duras. Puede haber partículas en la superficie de un
segundo material o pueden existir como partículas sueltas entre las
dos superficies.
Erosión liquida
 La integridad de un material puede quedar destruida por la erosión
causada por altas presiones originadas por un liquido en movimiento.
 La cavitación
 Se presenta cuando un liquido que contiene gas disuelto penetra en
un región de baja presión.
 La colisión liquida
 Ocurre cuando gotitas liquidas llevadas en un gas de rápido
movimiento inciden sobre una superficie metálica.
Gracias.