lab 4_mediciones de velocidad de corrosión

MEDICIONES DE VELOCIDAD DE CORROSIÓN

INDICE

RESUMEN Pág. 2

1. EXPERIMENTO N°1: Medición de la velocidad de corrosión mediante el método gravimétrico Pág. 3

2. EXPERIMENTO N°2: Medición de la velocidad de corrosión por el método electroquímico Pág. 14

2.1.Método de Resistencia de Polarización Lineal Pág. 15

2.2.Método del Intercepto Pág. 19

3. BIBLIOGRAFIA Pág. 23

CORROSIÓN Página 1


RESUMEN

A lo largo de esta experiencia de laboratorio, se compararan la resistencia a la corrosión de varios metales. Para realizar tales comparaciones significativa, la tasa de ataque para cada material debe ser expresado cuantitativamente. Las tasas de corrosión se han expresado en una variedad de maneras en la literatura, tales como pérdida por ciento en peso, miligramos por centímetro cuadrado por día, y en gramos por centímetro cuadrado por hora. Estos no expresan resistencia a la corrosión en términos de penetración. Desde un punto de vista de ingeniería, la velocidad de penetración, o el adelgazamiento de la pieza estructural, se puede utilizar para predecir la vida útil de un componente dado.

El mpy expresión es la forma más conveniente de expresar las tasas de corrosión. Esta expresión se calcula fácilmente a partir de la pérdida de peso de la muestra de metal durante la prueba de corrosión.

Como se mencionó, existen métodos para calcular la velocidad de corrosión de los materiales. En el Experimento 1, se uso el método gravimétrico que implica el uso de las pérdidas de masa de los cupones al ser limpiados con ayuda de un cepillo en determinados intervalos de tiempo, para lo cual se requiere en primera instancia hallar gráficamente la pérdida de masa (Δm).

La teoría del potencial mixto forma la base para dos métodos electroquímicos utilizados para determinar la tasa de corrosión. Se trata de la extrapolación Tafel y técnicas de polarización lineal. Ambos métodos se estudiaran y se practicarán en la Experimento 2.




4. EXPERIMENTO N°1: Medición de la velocidad de corrosión mediante el método gravimétrico

o Descripción Experimental:

Sumergir cupones de corrosión en diferentes medios acuosos, dejarlos dentro de la solución por 7 días, una vez cumplido este periodo de tiempo sacarlos y realizar las siguientes operaciones:

Para cupones de acero al carbono y acero inoxidable:

Enjuagarlo en el caño Sumergirlo en etanol Ventear hasta sequedad Pesar Decapar en HCl 0.1M

Para otros cupones:

No decapar, sino enjuagarlo en el caño y cepillar

Tabla 1. Medidas de las dimensiones de los cupones

METAL / MEDIO

MEDIDAS (MM)L A E

Cu / HCl 0.1M 45 29 2Acero al carbono/ HCl 0.1M 51 23 1.5

Mg/ H2O potable 9.5 7.2 6Al/ H2O potable 54 30 1.5

Acero al carbono/ NaCl al 3% 52 25 1Acero inox./ HCl 0.1M 49.5 20 3

Zn / H2O potable 57.5 38 0.4Acero al carbono/ H2O potable 50 25.5 1

Pb/HCl 0.1M 52 20 1Cu/NaCl al 3% 44 29 2



Tabla 2. Masas de los cupones antes y después del tratamiento

METAL/ MEDIO

MASA (G)m0 m1 m2 m3 m4 m5

Cu / HCl 0.1M 27.342

27.177

27.174

27.173 27.173

27.172

Acero al carbono/ HCl 0.1M 12.813

12.757

12.757

12.756 12.756

12.756

Mg/ H2O potable 2.600 2.664 2.659 2.648 2.648 2.648Al/ H2O potable 6.515 6.527 6.519 6.516 6.515 6.515

Acero al carbono/ NaCl al 3% 13.431

13.412

13.411

13.411 13.411

13.411

Acero inox./ HCl 0.1M 22.825

22.513

22.512

22.512 22.512

22.514

Zn / H2O potable 66.689

66.737

66.739

66.738 66.736

66.735

Acero al carbono/ H2O potable 13.872

13.891

13.847

13.840 13.841

13.838

Pb/HCl 0.1M 19.392

19.288

19.230

19.227 19.225

19.224

Cu/NaCl al 3% 27.709

27.691

27.693

27.690 27.686

27.686

o Cálculos:

Tabla 3. ∆m=m0-mi (g)para los cupones de acero al carbono y acero inoxidable

METAL/

MEDIO

∆m=m0-mi (g)Tiempo de decapado (s)

0 10 20 30 40Acero al carbono/ HCl 0.1M 0.056 0.056 0.05

70.057 0.05

7Acero al carbono/ NaCl al 3% 0.019 0.02 0.02 0.02 0.02

Acero inox./ HCl 0.1M 0.312 0.313 0.313

0.313 0.311

Acero al carbono/ H2O potable -0.019 0.025 0.032

0.031 0.034




15 20 25 30 35 40 450

0.005

0.01

0.015

0.02

0.025

f(x) = 0.02

f(x) = NaN x + NaNGrafico 2. ∆m (g) vs. Tiempo decapado

Acero al carbono / NaCl al 3%

Tiempo de decapado (s)

∆m (g

)

0 5 10 15 20 25 30 35 40 450.05540.05560.0558

0.0560.05620.05640.05660.0568

0.0570.0572

f(x) = 0.0570000000000001f(x) = 5.00000000000049E-05 x + 0.0558333333333333

R² = 0.75

Grafico 1. ∆m (g) vs. Tiempo decapadoAcero al carbono / HCl 0.1M


∆m (g

)


Tabla 4. ∆m=m0-mi (g) para otros cupones

METAL/

MEDIO

∆m=m0-mi (g)Tiempo (s)

0 30 60 90 120Cu / HCl 0.1M 0.165 0.168 0.169 0.169 0.17

Mg/ H2O potable -0.064

-0.059 -0.048 -0.048

-0.048

Al/ H2O potable -0.012

-0.004 -0.001 0 0

Zn / H2O potable -0.048

-0.05 -0.049 -0.047

-0.046

Pb/HCl 0.1M 0.104 0.162 0.165 0.167 0.168Cu/NaCl al 3% 0.018 0.016 0.019 0.023 0.023


0 5 10 15 20 25 30 35 40 450.31

0.31050.311

0.31150.312

0.31250.313

0.3135f(x) = − 0.0002 x + 0.319000000000001f(x) = 0.00005 x + 0.312166666666668

Grafico 3. ∆m (g) vs. Tiempo decapadoAcero inoxidable / HCl 0.1M


∆m (g

)

15 20 25 30 35 40 450.0295

0.030.0305

0.0310.0315

0.0320.0325

0.0330.0335

0.0340.0345

f(x) = 0.0001 x + 0.0293333333333334

f(x) = NaN x + NaN

Gráfico 4. ∆m (g) vs. Tiempo decapadoAcero al carbono / Agua potable


∆m (g

)



50 60 70 80 90 100 110 120 1300.16840.16860.1688

0.1690.16920.16940.16960.1698

0.170.1702

f(x) = 1.66666666666667E-05 x + 0.167833333333333

f(x) = NaN x + NaNGráfico 5. ∆m (g) vs. Tiempo

Cobre / HCl 0.1M

Tiempo (s)

∆m (g

)

0 20 40 60 80 100 120 140

-0.07

-0.06

-0.05

-0.04

-0.03

-0.02

-0.01

0

f(x) = − 0.048f(x) = 0.000266666666666668 x − 0.0650000000000001

Gráfico 6. ∆m (g) vs. Tiempo Magnesio / Agua potable

Tiempo (s)

∆m (g

)



50 60 70 80 90 100 110 120 130

-0.0012

-0.001

-0.0008

-0.0006

-0.0004

-0.0002

0f(x) = 1.66666666666667E-05 x − 0.00183333333333333


Aluminio / Agua potable

Tiempo (s)

∆m (g

)

50 60 70 80 90 100 110 120 130

-0.05

-0.049

-0.048

-0.047

-0.046

-0.045

-0.044

f(x) = 5.00000000000017E-05 x − 0.0518333333333335


Cinc / Agua potable

Tiempo (s)

∆m (g

)

0 20 40 60 80 100 120 1400

0.020.040.060.08

0.10.120.140.160.18

f(x) = 0.00193333333333333 x + 0.104f(x) = 0.00005 x + 0.162166666666667R² = 0.964285714285714

Gráfico 9. ∆m (g) vs. Tiempo Plomo / HCl 0.1M

Tiempo (s)

Δm (g

)


Calculando la variación de la masa en la intersección ∆m (g) para poder calcular la velocidad de corrosión según la ASTM G31-72:

V corr=K .∆mA .T . D

Donde:

K: Constante que depende de las unidades en que se requiera medir la velocidad de corrosión. K = 3.45*106 para obtener la velocidad en mpy.∆m: Pérdida de peso A: Área de exposición en cm2.T: Tiempo de exposición en horas. Para todos los cupones es 168 horasD: Densidad en g/cm3

Tabla 5. Velocidad de corrosión (mpy) de ciertos cupones

Metal/medio

∆m(g)

Área expuesta (cm2) Densidad(g/cm3)

Velocidad decorrosión mpy

Cu / HCl 0.1675

28.484 8.92 13.538

Acero al carbono/ HCl 0.057 25.68 7.86 5.799Mg/ H2O potable ---- 3.372 1.738 -----Al/ H2O potable ------ 34.92 2.70 ------

Acero al carbono/ NaCl 0.02 27.54 7.86 1.897Acero inox./ HCl 0.313

423.97 8.0 33.56

Zn / H2O potable ------- 44.464 7.29 ----Acero al carbono/ H2O potable 0.030

427.01 7.86 2.94

Pb/HCl 0.164 22.24 11.34 13.35Cu/NaCl 0.016 28.44 8.92 1.36


50 60 70 80 90 100 110 120 1300

0.005

0.01

0.015

0.02

0.025f(x) = 6.66666666666667E-05 x + 0.0156666666666667R² = 0.75


Cobre / NaCl al 3%

Tiempo (s)

Δm (g

)


8

o Reacciones Químicas:

Cobre (Medio: HCL 0.1M):

El cupón presentaba una capa de oxido verde oscuro en la superficie y la solución se coloreo celeste.

En el cátodo:2H+

(ac) + 2e- H2(g)

En el ánodo:Cu(s) Cu+2

(ac) + 2e-

Acero al carbono (Medio: HCl 0.1M):

En la solución no se observa cambio de coloración y en ciertas zonas se observa una decoloración en la superficie del cupón.

En el cátodo:2H+

(ac) + 2e- H2(g)

En el ánodo:Fe(s) Fe+2

(ac) + 2e-

Magnesio (Medio: Agua Potable):

El cupón presentaba precipitado blanco depositado en su superficie.

En el cátodo:2H2O(l) + O2(g) + 4e- 4OH-

(ac)

En el ánodo:Mg(s) Mg+2

(ac) + 2e-

Aluminio (Medio: Agua Potable):

El cupón presentaba precipitado blanco depositado en la superficie y además este también se encontraba en el fondo del erlenmeyer.


(ac)

En el ánodo:Al(s) Al+3

(ac) + 3e-

Acero al carbono (Medio: NaCl al 3%):



El cupón presentaba en su superficie pequeños puntos de coloración anaranjada, la solución estaba coloreada anaranjada y se observo precipitado en la base del erlenmeyer.


(ac)


(ac) + 2e-

Acero inoxidable (Medio: HCl 0.1M):

El cupón presentaba una capa de oxido negra en la superficie y la solución se coloreo celeste.

En el cátodo:2H+

(ac) + 2e- H2(g)


(ac) + 2e-

Cr(s) Cr+3(ac) + 3e-

Ni(s) Ni+2(ac) + 2e-

Cinc (Medio: Agua Potable): En el cátodo:

2H2O(l) + O2(g) + 4e- 4OH-(ac)

En el ánodo:Zn(s)Zn+2

(ac) + 2e-

Acero al carbono (Medio: Agua Potable)

En los microánodos en la superficie del cupón se dan las siguientes reacción:

Fe(s) → Fe+2(ac) + 2e-

Fe+2(ac) → Fe+3

(ac) + 1e-

En los microcátodos en la superficie del cupón se da la siguiente reacción:

2H2O(l) + O2(g) + 4e- → 4OH-(ac)

Reacciones globales en el sistema:

Fe(s) + H2O(l) + ½ O2(g) → Fe(OH)2(s) (Producto blanco)Fe(OH)2(s) + ½ H2O(l) + ¼ O2(g) → Fe(OH)3(s) (Producto naranja)

Plomo (Medio: HCl(ac) 0.1M)

En los microánodos en la superficie del cupón se dan las siguientes reacción:



Pb(s) → Pb+2(ac) + 2e-

En los microcátodos en la superficie del cupón se da la siguiente reacción:H+

(ac) + e- → H2(g)

Reacciones globales en el sistema:Pb(s) + 2H+

(ac) → Pb+2(ac) + H2(g)

Cobre (Medio: NaCl(ac) al 3%)

En los microánodos en la superficie del cupón se dan las siguientes reacción:Cu(s) → Cu+2

(ac) + e-

En los microcátodos en la superficie del cupón se da la siguiente reacción:2H2O(l) + O2(g) + 4e- → 4OH-

(ac)

Reacciones globales en el sistema:

Cu(s) + H2O(l) + ½ O2(g) → Cu(OH)2(s) Cu(OH)2(s) + HCO3

-(ac) → CuCO3(s) + H2O(l)

Cu(OH)2(s) + CuCO3(s) → Cu(OH)2. CuCO3(s) (Producto Verde)

o Explicación:

Cobre (Medio: HCL 0.1M):

Debido a que la solución es acida y contiene H+ disuelto, este hidrogeno se reduce a gas hidrogeno, y el cobre se oxida de Cu a Cu2+ (este ion genera la coloración celeste). Además se observa que el valor de la velocidad de corrosión es satisfactorio, ya que es mayor que 5 mpy y menor que 50 mpy.

Acero al carbono (Medio: HCl 0.1M):

Debido a que la solución es acida y contiene H+ disuelto, este hidrogeno se reduce a gas hidrogeno, y el hierro se oxida de Fe a Fe2+. Además se observa que el valor de la velocidad de corrosión es satisfactorio, ya que es mayor que 5 mpy y menor que 50 mpy.

Magnesio (Medio: Agua Potable):

Debido a que el agua contiene oxigeno disuelto (en bajas concentraciones), este oxigeno se reduce, generando iones OH-, y el magnesio se oxida de Mg a Mg+2. La velocidad de corrosión no se pudo obtener debido a que la variación de masa obtenida salió negativa, esto debido posiblemente a que se necesitaba un mayor tiempo de cepillado y secado.



Figura 1. Cupón de magnesio en agua potable

Aluminio (Medio: Agua Potable):

Debido a que el agua contiene oxigeno disuelto (en bajas concentraciones), este oxigeno se reduce, generando iones OH-, y el aluminio se oxida de Al a Al+3. El precipitado blanco es debido a la formación de hidróxido de aluminio Al(OH)3. La velocidad de corrosión no se pudo obtener debido a que la variación de masa obtenida salió negativa, esto debido posiblemente a que se necesitaba un mayor tiempo de cepillado y secado.

Figura 2. Cupón de aluminio en agua potable

Acero al carbono (Medio: NaCl al 3%):

Debido a que el agua salada contiene oxigeno disuelto (en muy bajas concentraciones), este oxigeno se reduce, generando iones OH-, y el aluminio se oxida de Fe a Fe+3. Además se observa que el valor de la velocidad de corrosión es buena, ya que es menor que 5 mpy.



Figura 3. Cupón de acero al carbono en NaCl al 3% Acero inoxidable (Medio: HCl 0.1M):

Debido a que la solución es acida y contiene H+ disuelto, este hidrogeno se reduce a gas hidrogeno, para el caso de la oxidación se da la del cromo (ion de color amarillo), níquel (ion de color verde) y hierro debido a que estos tres están presentes en el acero inoxidable .El oxido en la superficie del cupón es el óxido de cromo que se forma para protegerlo de la corrosión. Además se observa que el valor de la velocidad de corrosión es satisfactorio, ya que es mayor que 5 mpy y menor que 50 mpy.

Cinc (Medio: Agua Potable):

Debido a que el agua contiene oxigeno disuelto (en bajas concentraciones), este oxigeno se reduce, generando iones OH-, y el cinc se oxida de Zn a Zn+2 . Además se observa que el valor de la velocidad de corrosión es buena, ya que es menor que 5 mpy.

Acero al carbono (Medio: Agua Potable):

El oxígeno disuelto reacciona sobre la superficie de hierro, independiente de la presencia o ausencia de impurezas en el metal. La reacción de oxidación procede tan rápidamente como oxígeno llega a la superficie del metal.

Hidróxido ferroso compone la capa de difusión de barrera al lado de la superficie de hierro a través de la cual el oxígeno debe difundirse. El pH de Fe(OH)2 saturado es de aproximadamente 9,5, de modo que la superficie de hierro que se corroe en el agua pura aireada es siempre alcalina. El color de Fe(OH)2, aunque es blanco cuando la sustancia es pura, es normalmente verde a negro verdoso debido a la oxidación por aire incipiente. En la superficie exterior de la película de óxido, el acceso al oxígeno disuelto convierte el óxido ferroso a óxido férrico hidratado o hidróxido férrico. Óxido férrico hidratado es de color naranja a marrón rojizo en color.

Figura 4. Cupón de acero al carbono en agua potable.

Plomo (Medio: HCl(ac) 0.1M)



El plomo no parece reaccionar con ácido clorhídrico diluido. Esto se debe a una capa de cloruro de plomo (II) se forma a partir de la reacción inicial entre el plomo y el ácido diluido. Esta capa es insoluble en agua y forma rápidamente una capa que recubre el metal. El revestimiento protege el metal de otro ataque por ácidos.

Cobre (Medio: NaCl(ac) al 3%)

La corrosión del cobre observada en la experiencia es debido al siguiente mecanismo de corrosión por picadura:

Los iones Cu+ y Cl- reaccionan en sitios determinados por la siguiente reacción:

Cu+(ac) + Cl-

(ac) → CuCl(s)

En dichos sitios o punto de nucleación de la picadura, el CuCl sufre una hidrólisis formando Cu2O, el cual precipita en la superficie del metal como indica la siguiente reacción:

2CuCl(s) + H2O(l) → Cu2O(s) + 2HCl(ac)

La reacción catódica que soporta la disolución anódica es la reducción del oxigeno. Por dicha alcalinización, en las zonas catódicas y en presencia de bicarbonatos, se provoca la siguiente reacción:

OH-(ac) + HCO3

-(ac) → CO3

-2(ac) + H2O(l)

Lo que causa la precipitación de carbonato de calcio y carbonatos básicos de cobre. La corrosión por picadura del cobre en medios acuosos se debe a la presencia de aniones agresivos y se explica su mecanismo como la competencia en la formación de óxidos formadores de capas protectoras en sitios localizados y la formación de capas salinas de los iones agresivos.

5. EXPERIMENTO N°2: Medición de la velocidad de corrosión por el método electroquímico

o Descripción Experimental:

Un balón de 3 bocas se llena con una solución una solución acida (HCl 0.1N) hasta la mitad aproximadamente. Por la boca central del balón se coloca el electrodo de trabajo, en este caso acero al carbono, por una de las bocas de los extremos se coloca el electrodo de referencia (en este caso calomel) y por la boca libre se coloca el electrodo auxiliar, que para la experiencia fue de Platino.



Todos estos elementos se conectan a un potenciostato en el cual se va a medir el voltaje (diferencia de potencial acero-platino), que cambia según se varía el potencial en el sistema (acero-electrodo de calomel).

Para el método de resistencia de polarización lineal (RPL) se toma el potencial de reposo del electrodo (-0.518 V), con lo cual se coloca el rango de barrido de ±0.010 V con respecto al potencial de reposo y para el método del intercepto el equipo se ajusta para que tenga un potencial de inicio de barrido de -0.515V, con un rango de barrido de 400mV.

El sistema formado se muestra en la Figura 1, en la que se muestra la disposición de los electrodos.

Figura 6. Celda de polarización en una solución acida

o Reacciones Químicas:

Reacción anódica (Sobre la superficie del platino).

2 H(ac)+¿+2e−¿ →H 2¿ ¿(g)

O2( g)+4 H (ac)+ ¿+ 4e−¿↔2 H 2O( l)¿ ¿

Reacción catódica: Se da oxidación del hierro y formación de cloro gaseoso.

Fe(s)→Fe(ac)+2 +2e−¿ ¿

2Cl(ac)−¿→Cl 2(g)+2e−¿¿¿

o Explicación:

Método de Resistencia de Polarización Lineal

De la experiencia se obtuvieron los siguientes datos de la Tabla 6.

Tabla 6. Parámetros del método de resistencia de polarización lineal

MÉTODO DE RESISTENCIA DE POLARIZACIÓN LINEALElectrodo de Referencia Calomel



Escala para la medición de corriente 300Potencial de reposo del electrodo de trabajo -0.518 V

Intensidad de corriente a un potencial Erep – 10mV -0.0528 A

Intensidad de corriente a un potencial Erep + 10mV -0.0508 A

Con la ayuda del potenciostato se hallaron los siguientes datos de la Tabla 7 con los cuales hallaremos la intensidad de corriente a -0.528, -0.518 y -0.508 V con ayuda de interpolación y extrapolación como se ve en la Tabla 8, y con esta tabla se realizara la Gráfica 11.

Tabla 7. Datos del método de resistencia de polarización lineal

POTENCIAL (V)

INTENSIDAD DE CORRIENTE (mA)

-0.530 -0.67-0.525 -0.46-0.520 -0.27-0.515 -0.02-0.510 0.21

Tabla 8. Datos extrapolado e interpolados de la Tabla 7.

POTENCIAL (V)

INTENSIDAD DE CORRIENTE

(mA)

DENSIDAD DECORRIENTE (mA/cm2)

-0.528 -0.586 -0.586-0.518 -0.170 -0.170-0.508 0.302 0.302

Para el cálculo del icorr se utilizan las siguientes ecuaciones:


-0.8 -0.6 -0.4 -0.2 0 0.2 0.4

-0.53

-0.525

-0.52

-0.515

-0.51

-0.505

-0.5

-0.495

f(x) = 0.0224927050686264 x − 0.514596103966281R² = 0.998676105047012

Gráfico 11. Potencial (V) vs. Densidad de corriente (mA/cm2)

Densidad de corriente (mA/cm2)

Pote

ncia

l (V)


pendiente=Rp=∆ E∆ i

icorr=BRp

Del Gráfico 11: pendiente=Rp=∆ E

∆i=20mV

i−i1= 20mV

(0.302−(−0.586)) mAcm2

Rp=22.52 mAcm2

Determinando icorr ,usando el valor B=52 mV.

icorr=BRp

icorr=52mV

22.52 mVmAcm2

icorr=2.44 mAcm2

Transformando el valor obtenido de la densidad de corriente a unidades de velocidad de corrosión:

i( mAcm2 )=

mdd∗1d m2

100 cm2 x 1eq27.55 g

x 96500C1eq

x 1dia24h

x 1h3600 s

i( mAcm2 )=mdd∗4.054 x 10−4

… (1)

mdd=mpy∗1año365dias

x 7.85 gcm3 x 100 cm2

1dm2 x 2.54cm1 pulg

mdd=mpy∗5.4735 … (2)

Combinando las ecuaciones (1) y (2) se tiene:



i( mAcm2 )=mpy∗5.4735∗4.054 x10−4

Reemplazando el valor obtenido de icor=2.44 mAcm2

2.44=mpy∗5.4735∗4.054 x10−4

V corr=1099.61mpy

Determinando icorr ,usando el valor B=45.3 mV/mA de las pendientes de Tafel

icorr=B

Rp x A

icorr=45.3mV

22.52 mVmA

x1cm2

icorr=2.01 mAcm2


i( mAcm2 )=mpy∗5.4735∗4.054 x10−4

V corr=905.83mpy

Este método permite mediciones rápidas de la tasa de corrosión y se puede utilizar para controlar la tasa de corrosión en diversas corrientes de proceso.

Esta técnica puede usarse para medir con precisión las velocidades de corrosión muy bajas (menos de 0,1 mpy), que son tanto difícil y tedioso para llevar a cabo con la pérdida de peso convencional o técnicas de análisis químicos. La medición de las bajas tasas de corrosión es especialmente importante en las industrias de procesamiento nuclear, farmacéutica y alimentaria, donde las trazas de impurezas y la contaminación son problemas.

Las tasas de corrosión electroquímica medidas pueden utilizarse para medir la velocidad de corrosión de estructuras que no pueden inspeccionarse visualmente o sometidos a pruebas de pérdida de peso. Tuberías y tanques subterráneos y grandes elementos de plantas químicas por ejemplo.



Método del Intercepto

A partir del voltaje medido (diferencia de potencial acero-platino) obtenemos la intensidad de corriente dividiendo entre la resistencia del sistema (10 Ω).y para un área de 1Cm^2 hallamos la densidad de corriente. Los datos se muestran a continuación:

Tabla 6. Datos del método del intercepto

Tabla 7.Densidad de corriente a diferentes potenciales del acero

Potencial (V) EΔ (Potencial)

i(mA/cm^2) Potencial (V) EΔ (Potencial)

i(mA/cm^2)

-0.700 -0.0526 -5.26 -0.5 0.0071 0.71-0.690 -0.0472 -4.72 -0.49 0.013 1.3-0.680 -0.0425 -4.25 -0.48 0.0187 1.87-0.670 -0.0381 -3.81 -0.47 0.0263 2.63-0.660 -0.0340 -3.4 -0.46 0.034 3.4-0.650 -0.0308 -3.08 -0.45 0.0424 4.24-0.640 -0.0274 -2.74 -0.44 0.0513 5.13-0.630 -0.0245 -2.45 -0.43 0.0606 6.06-0.620 -0.0220 -2.2 -0.42 0.0712 7.12


METODO DEL INTERCEPTOElectrodo de referencia (V) CalomelPotencial de reposo del electrodo (mV)

-0.515

Rango de barrido (mV) 400Velocidad de barrido(mV/s) 1Escala para la medición de corriente

300

Potencial de inicio de barrido (V)

-0.7


-0.610 -0.0198 -1.98 -0.41 0.0813 8.13-0.600 -0.0176 -1.76 -0.4 0.0938 9.38-0.590 -0.0159 -1.59 -0.39 0.1013 10.13-0.580 -0.0141 -1.41 -0.38 0.1157 11.57-0.570 -0.0123 -1.23 -0.37 0.1278 12.78-0.560 -0.0107 -1.07 -0.36 0.1396 13.96-0.550 -0.0088 -0.88 -0.35 0.1545 15.45-0.540 -0.0069 -0.69 -0.34 0.1666 16.66-0.530 -0.0043 -0.43 -0.33 0.1797 17.97-0.520 -0.0012 -0.12 -0.32 0.193 19.3-0.510 0.0025 0.25 -0.31 0.2063 20.63

Si interpolamos para i=0 obtendremos Ecorr= -0.532V y de la definición de n =E –Ecorr obtenemos la siguiente grafica:


-10 -5 0 5 10 15 20 25

-0.800

-0.700-0.600-0.500-0.400

-0.300-0.200-0.1000.000

Gráfico 12. Curva de polarizacion densidad de corriente VS potencial

curva de po-larizacion

Densidad de corriente i (mA/cm^2)

Pote

ncia

l(V)


Para polarizaciones suficientemente grandes n≫ RT∝nF o bien −n≫ RT

β nF, se pueden

hallar las rectas de tafel y sus pendientes que corresponden a los valores de ba y bc.

Donde:

ba=2.3 RTα n F bc=

−2.3 RTβ nF

Y obtenemos

B= babc2.3(ba+bc)

Este método se verifica debido a que para n>10mv la tendencia de las curvas es lineal.

Tabla 8. Datos hallar las pendientes de Tafel


-10.0000 -5.0000 0.0000 5.0000 10.0000 15.0000 20.0000 25.0000

-0.200

-0.150

-0.100

-0.050

0.000

0.050

0.100

0.150

0.200

0.250Gráfico 13. n(V) VS i(A/cm^2)

n(V) VS i(A/cm^2)

i(A/cm^2)

n(V)



-1.0000 -0.5000 0.0000 0.5000 1.0000 1.50000.000

0.050

0.100

0.150

0.200

0.250

Gráfico 14. n(V) VS log(|i|)

cuva catodica

curva anod-ica

log(|i|)

n(V)

E-Ecorr(V)

i(mA/cm^2) log(|i|) E-Ecorr(V)

i(mA/cm^2) log(|i|)

-0.177 -5.2600 0.7210 0.023 0.71 -0.1487-0.167 -4.7200 0.6739 0.033 1.3 0.1139-0.157 -4.2500 0.6284 0.043 1.87 0.2718-0.147 -3.8100 0.5809 0.053 2.63 0.4200-0.137 -3.4000 0.5315 0.063 3.4 0.5315-0.127 -3.0800 0.4886 0.073 4.24 0.6274-0.117 -2.7400 0.4378 0.083 5.13 0.7101-0.107 -2.4500 0.3892 0.093 6.06 0.7825-0.097 -2.2000 0.3424 0.103 7.12 0.8525-0.087 -1.9800 0.2967 0.113 8.13 0.9101-0.077 -1.7600 0.2455 0.123 9.38 0.9722-0.067 -1.5900 0.2014 0.133 10.13 1.0056-0.057 -1.4100 0.1492 0.143 11.57 1.0633-0.047 -1.2300 0.0899 0.153 12.78 1.1065-0.037 -1.0700 0.0294 0.163 13.96 1.1449-0.027 -0.8800 -0.0555 0.173 15.45 1.1889-0.017 -0.6900 -0.1612 0.183 16.66 1.2217-0.007 -0.43 -0.3665 0.193 17.97 1.25450.013 0.25 -0.6021 0.213 20.63 1.3145


Dela grafica ba=0.2012 y bc=-0.2084

Como sabemos la dos rectas que deberían interceptarse en n =0 y en tal punto obtendríamos el valor del logicorr, pero estas curvas divergen, esto se debe a que el modelo es para una polarización por activación lo cual nos indica que una de las curvas no está siguiendo este tipo de polarización debido a esto tomamos el valor de la curva más confiable que es la catódica ya que los iones H+ siguen este tipo de polarización luego:

log (icorr )=−0.0260.2084

icorr=0.75mA /cm2


i( mAcm2 )=

mdd∗1d m2

100 cm2 x 1eq27.55 g

x 96500C1eq

x 1dia24h

x 1h3600 s

i( mAcm2 )=mdd∗4.054 x 10−4

… (3)

mdd=mpy∗1año365dia s

x 7.85 gcm3 x 100 cm2

1dm2 x 2.54cm1 pulg

mdd=mpy∗5.4735 … (4)


0.00 0.10 0.20 0.30 0.40 0.50 0.60 0.70 0.80

-0.2

-0.18

-0.16

-0.14

-0.12

-0.1

-0.08

-0.06

-0.04

-0.02

0

f(x) = − 0.208370867728582 x − 0.0260275222325293

f(x) = NaN x + NaN

Gráfico 15. Rectas de tafel

recta anod-ica

log(|i|)

n(V)


Combinando las ecuaciones (3) y (4) se tiene:

i( mAcm2 )=mpy∗5.4735∗4.054 x10−4

…(5)

Remplazando el valor obtenido de icorr=0.75mA /cm2

0.75=mpy∗5.4735∗4.054 x10−4

Velcorr=337.99mpy

Finalmente calculamos B teniendo en cuenta que la curva que predomina es la catódica:

B= babc2.3 (ba+bc )

=0.2084∗0.2084∗0.20842.3 (0.2084+0.2084 )

=45.3mV

Podemos observar que el valor de B varía poco si hubiésemos tomado en cuenta la curva anódica.

B= babc2.3 (ba+bc )

=40mV

Esto se debe a que las pendientes varían en un rango muy estrecho lo que no ocurre con icorr.

6. BIBLIOGRAFIA:

Fontana. “Corrosion Engineering”. Editorial McGraw-Hill. 3° Edición. Singapur. Pág.: 13-14, 171-174, 499-505.

Gonzalez J. “Teoría y práctica de la lucha contra la corrosión”. Editorial Cenim. Madrid. Pág.: 103-104.

Uhlig y Revie. “Corrosion and corrosión control”. Editorial Wiley. 4ta Edición. Canada. Pág.: 71-73, 115-120, 333-336, 367-369, 383-384, 399-400, 445-447.


lab 4_mediciones de velocidad de corrosión

Documents