CORROSIÓN - Universidad de Buenos Aires

QUÍMICA II 63.03
Trabajos prácticos de Laboratorio
Trabajo Práctico N° 3: “CORROSIÓN”
Corrosión: Es la transformación indeseable de un material como consecuencia del
medio que lo rodea.
Se llaman agentes agresivos a aquellos que producen la corrosión, estos pueden
ser: la atmósfera, el agua de mar, el aire húmedo, los vapores ácidos, etc.
El fenómeno de corrosión se extiende a todos los materiales; pero solamente se
tendrá en cuenta la corrosión metálica. Todos los metales pueden ser usados
siempre que su velocidad de deterioro sea aceptablemente baja. De este modo en
corrosión se estudia la velocidad con que se deteriora los metales y las formas en
que dicha velocidad puede ser controlada.
Clasificación de los procesos de corrosión
La corrosión se puede clasificar según su morfología o según el medio en que se
desarrolla es decir
Corrosión uniforme
Según la
forma
Corrosión localizada
Corrosión
Corrosión en placas
Corrosión por picado
Corrosión intergranular
Corrosión fisurante
Corrosión química
Según el
medio
Corrosión electroquímica
2.1 Clasificación según la forma
Cuando se quiere evaluar los daños producidos por la corrosión resulta muy
conveniente la clasificación según la forma.
a) Corrosión uniforme: El ataque se extiende en forma homogénea sobre toda la
superficie metálica y la penetración media es igual en todos los puntos. Esta
es la forma más benigna de corrosión pues permite calcular fácilmente la vida
útil de los materiales corroídos.
b) Corrosión en placas: Incluye los casos intermedios entre corrosión uniforme y
corrosión localizada. El ataque se extiende más en algunas zonas, pero se
presenta aún como un ataque general.
c) Corrosión por picado: Durante el picado, el ataque se localiza en puntos
aislados de superficies metálicas pasivas, propagándose hacia el interior del
metal en forma de canales cilíndricos. Este tipo de ataque, así como el
intergranular y el fisurante, son las formas más peligrosas bajo las cuales se
puede presentar la corrosión.
1
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d) Corrosión intergranular: Se presenta como una franja estrecha de ataque que
se propaga a lo largo de los límites de grano.
Corrosión fisurante: Se conoce como corrosión bajo tensiones. Se presenta
cuando un metal está sometido simultáneamente a la acción de un medio corrosivo
y de tensiones mecánicas de tracción. Se forman fisuras que pueden ser
intergranulares o transgranulares y que se propagan hacia el interior del metal, se
puede llegar hasta la fractura del metal. La velocidad de propagación oscila en
general entre 1 y 10 mm/hora.
2.2 Clasificación según el medio
a) Corrosión química: Bajo esta denominación se estudian aquellos casos en que
el metal reacciona con un medio no-iónico (por ejemplo oxidación en aire a altas
temperaturas). Supongamos que exponemos una superficie metálica limpia a la
acción del oxígeno, el metal comenzará a reaccionar con el oxígeno formando
óxidos. Por ejemplo una pieza de Fe (metal que presenta más de una valencia)
calentada al aire seco, por encima de 500ºC se oxida a apreciable velocidad
formando una película con la siguiente estructura:
Fe
FeO
Fe3O4
Fe2O3
aire
Se han producido reacciones redox sin la intervención de iones en solución y
no ha habido corrientes eléctricas recorriendo el metal.
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Si el grado de corrosión se expresa como aumento de peso (por el óxido
formado) por unidad de área, se observa que la corrosión se propaga en forma
lineal con el tiempo.
g/cm²
Corrosión = K. tiempo
tiempo
b) Corrosión electroquímica: A temperatura ambiente la forma de corrosión más
frecuente y más seria es de índole electroquímica, este tipo de corrosión implica un
transporte de electricidad a través de un electrolito. En los procesos de corrosión
electroquímica circulan, sobre el material expuesto a corrosión, corrientes
eléctricas. Se demostró que durante la corrosión se cumplen las leyes de Faraday.
Las causas más frecuentes de estas corrientes eléctricas son: :
i)
ii)
iii)
iv)
v)
vi)
El contacto de dos materiales diferentes, tal como ocurre con el hierro en
contacto con el cobre, el aluminio en contacto con el cobre, el cobre en
contacto con el zinc, etc. La unión de dos partes de un mismo metal
mediante un material de soldadura(Ej: Fe con Sn-Fe).
Presencia de fases diferentes de una misma aleación.
Ej: aceros
inoxidables.
Presencia de óxidos conductores de electrones. Por ejemplo óxido de
laminación en chapas de Fe.
Diferentes grados de aireación de una pieza metálica.
Corrientes inducidas por circuitos eléctricos mal aislados. Tal es el caso de
corrientes vagabundas en estructuras metálicas enterradas.
Impurezas, tensiones en el metal, etc.
Los factores anteriormente mencionados hacen que en el metal existan zonas
de diferente potencial, es decir aparecen zonas anódicas y zonas catódicas
(microelectrodos) que convierten al cuerpo metálico junto con el medio agresivo en
un gran conjunto de micropilas electroquímicas. El medio agresivo puede ser la
delgada capa de humedad que casi inevitablemente recubre a todo cuerpo
expuesto al aire atmosférico.
3) Reacciones que tienen lugar durante la corrosión
1) Reacciones anódicas: (en zonas anódicas)
Las reacciones anódicas que interesan son las de disolución del material
afectado, o sea, el pasaje de iones metálicos de la red metálica al medio corrosivo.
Ejemplo:
Metal
Fe
Zn
Metal n+ + neFe2+ + 2eZn2+ + 2e-
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Los electrones originan una corriente eléctrica que circula dentro del metal
(conducción metálica).
2) Reacciones catódicas: (en zonas catódicas)
Una de las reacciones catódicas más importantes que se produce en los
procesos de corrosión es la reducción del oxígeno.
O2 + 4 H+ + 4 e-
2 H2O
Esta reacción ocurre en casi todos los procesos de corrosión en medio acuoso.
Otra reacción catódica importante, en especial en los casos de corrosión en ácidos
o en ausencia de oxígeno es la de desprendimiento de hidrógeno: pH< 4.3
2H+ + 2e-
H2(g)
El hidrógeno formado en esta reacción puede desprenderse y pasar al medio
ambiente o puede ser absorbido por un metal en proceso de corrosión. En el
segundo caso, el metal puede formar hidruros o fragilizarse. Otra reacción
catódica en zona bastante oxigenada puede ser:
O2(g) + 2 H2O(l) + 4e-
4 OH-
pH > 4.3
4.1 Polarización
Dado que el proceso de corrosión electroquímica corresponde a los procesos
que tienen lugar en los electrodos de una pila galvánica, corresponde conocer los
potenciales de los mismos cuando a través de ellos circula corriente, es decir
cuando el circuito se ha cerrado (pila cortocircuitada).
La determinación de los potenciales de los electrodos de una pila cuando por
ellos circula corriente muestra que dichos potenciales varían apreciablemente. Esta
variación en el potencial de los electrodos cuando se hace circular corriente por los
mismos, se conoce como polarización. Es decir que la polarización es el cambio
en el potencial de un electrodo a medida que la corriente fluye de o hacia él.
Existen diversas causas de la polarización entre ellas consideraremos:
a) Concentración iónica localizada en las zonas anódicas y catódicas aumentada
o disminuida debido a que la difusión de iones en un medio líquido es lenta.
b) Películas de superficie. Las películas de superficie pueden estar presentes
desde antes del instante en que el metal y medio se pongan en contacto pero
también pueden formarse posteriormente como productos de las reacciones de
corrosión.
Las sustancias que las constituyen pueden ser sólidas (por ej: un producto
anódico insoluble, digamos, un óxido) o gaseosas (por ej: películas o aún burbujas
de gases como oxígeno o hidrógeno). Estas películas disminuyen o impiden la
difusión de iones o sustancias sin carga que forman parte den las reacciones de
corrosión(por ej: la llegada de gas oxígeno).
Si el electrodo se recubre completamente por una película de este tipo, la
corrosión ya no puede proseguir y entonces se dice que el metal está pasivado.
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c) Existen otras causas de polarización y las cuales suelen actuar simultáneamente
y la contribución individual de cada una de ellas no es fácil de estimar.
4.2 Curvas de Polarización
Las curvas de polarización muestran la interdependencia entre el potencial de
electrodo y la intensidad de corriente (relaciones i vs. E). Las curvas de
polarización pueden determinarse aplicando una corriente constante y midiendo el
potencial, repitiendo este procedimiento para diversos valores de corriente y
midiendo en cada caso el nuevo potencial alcanzado.
Otra forma de determinar la relación i-E es aplicando un potencial constante y
determinando la forma en que varía la corriente.
Curvas de polarización anódica. (E-log i)
Formas posibles que puede tomar una curva de polarización anódica
Si la sobretensión es pequeña se suele observar una relación lineal entre la
sobretensión y el logaritmo de la corriente. En la zona 1-2 se dice que el metal se
disuelve en forma activa.
En la zona 2-3 aparece una zona de pasividad (sobre el metal se forma una
película muy delgada de óxido que dificulta su disolución). Si la película pasivante
es aisladora, al aumentar el potencial el óxido pasivante irá aumentando su
espesor sin que se note un aumento importante de la corriente, es la zona 3-4. (por
ejemplo: Al, Zr, Te, etc).
Se dan otros casos en que ocurren otros fenómenos como los indicados por las
curvas 5, 6, 7.
Curva 5: cuando la película pasivante está formada por elementos que pueden
oxidarse a una valencia mayor y dar productos solubles, se nota también un
aumento de la corriente acompañado por disolución del metal. Este fenómeno se
conoce como transpasividad, y lo presentan elementos tales como el cromo, o el
manganeso, así como las aleaciones de que forman parte.
Curva 6: por encima de cierto potencial cuando hay presentes ciertos
iones”agresivos” cloruros, nitratos, bromuros, etc. La película pasivante puede
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perder estabilidad y se produce un fenómeno de corrosión localizada, el picado y lo
presentan metales tales como el hierro, cromo, etc. (El picado crea problemas muy
serios).
Curva 7: Si el óxido pasivante es buen conductor de electrones una vez
alcanzado el potencial de desprendimiento de oxígeno, la solución comenzará a
descomponerse y se notará aumento en la corriente de corrosión.
Si el potencial se puede mantener entre los valores 3 y 8 la corrosión será
despreciable y se dice que hay protección anódica. Por debajo de 1 también la
corrosión se torna imposible.
Curvas de polarización catódica. (E-log i)
Las características más frecuentes de las curvas de polarización catódica son
las indicadas en la figura:
Diagrama de Evans
Se representan para un material sobre un mismo diagrama las curvas de
polarización anódica y catódica.
A curva de polarización anódica
B curva de polarización catódica
Ea potencial de equilibrio de la reacción anódica
Eb potencial de equilibrio de la reacción catódica
Umix. Potencial de corrosión
Ic corriente de corrosión
Donde se cortan las dos curvas queda determinado el potencial de corrosión y
la intensidad de corriente de corrosión.
Modificando adecuadamente la polarización anódica y/o la polarización
catódica se puede disminuir la intensidad de la corriente de corrosión según
muestran los siguientes gráficos:
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Inhibición del proceso catódico:
aumentando la pendiente de la curva
catódica disminuye la intensidad de
corrosión
Inhibición del proceso anódico:
aumentando la pendiente de la
curva anódica disminuye la
intensidad de corrosión
5. Densidad de corriente y Velocidad de Corrosión
Conocida la densidad de corriente(intensidad de la corriente) a que se disuelve
un metal, es posible calcular la velocidad de corrosión del mismo expresada
como
Ejemplo: Si una chapa de Fe se disuelve según la siguiente reacción
∆m/∆t por ejemplo g/año
o bien
∆espesor/∆t por ejemplo mm/día o bien
∆m/(∆t.s) por ejemplo g/(m2. año)
Fe
Fe2+ + 2e-
A una densidad de corriente de 1A/cm2 se tiene (equivalente gramo del Fe=27.8g).
equiv.gr.de Fe
1A 1coulombio
1
27,8 gr.deFe
=
=
=
=
=
2
2
2
96500
96500 cm 2 s
cm
cm s
cm s
g
kg
2.88 x10 − 4
= 2,49
2
cm s
dm 2 día
Densidad del Fe =7.86 g/cm3
cm de Fe 31,7 mm
1A
27,8
=
= 3,66 x10 −5
=
2
96500 x7,86
s
día
cm
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6. Análisis de algunos casos de corrosión
a) Objeto de hierro recubierto por una película de humedad, aireado y con
pH >4.3
(-)
Fe°
Fe2+
e
Película de
Humedad
(+)
OH-
Trozo de Fe
Debido a los puntos de diferente potencial que se encuentran sobre la
superficie (microelectrodos), el trozo de Fe junto con el medio agresivo se
convierte en un gran conjunto de micropilas.
Reacciones que ocurren en los electrodos de estas micropilas:
Anodo(-) 2(Fe
Fe2+ + 2e-)
(1)
Cátodo(+) 2H2O(l) + O2(g) + 4e
4OH- (2)
i) Reacciones primarias
Los iones Fe2+ y OH- generados en diferentes puntos de la superficie de
contacto metal-solución acuosa se desplazan en sentidos opuestos en un
medio que además tiene gas oxígeno, y en las zonas en que se encuentran
forman óxido hidratado (hidróxido) de Fe(II).
Fe2+ + 2OH- + (n-1)H2O
FeO.n H2O (escasamente soluble)
Las sustancias que como el hidróxido de Fe(II) resultan de la primera de
una serie de reacciones que comienzan con la combinación del catión con el
anión disponible se llaman productos inmediatos de la corrosión.
ii) Reacciones secundarias
En una oxidación ulterior, ajena al proceso de corrosión electroquímica
en sí el “hidróxido” de Fe(II) se oxida a “hidróxido” de Fe(III). A continuación
ambos hidróxidos irán absorbiendo paulatinamente CO2 del medio agresivo,
produciéndose “carbonatos de Fe”. El depósito o mancha de “hidróxidos” y
“carbonatos” de Fe se llama herrumbre.
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Fe2O3.nH2O
O2
FeO.nH2O
CO2
CO2. FeO
Si el medio agresivo contiene otros aniones fuera del anión hidróxido,
como por ej. cloruros o sulfatos (ambos se hallan en el agua de mar) se
formarán también como productos las correspondientes sales de Fe.
La capa formada puede ser floja o porosa o bien adherente y protectora.
En el caso del Fe las capas de herrumbre formadas no son lo suficientemente
protectoras (se rompen y despegan fácilmente) y el metal sigue siendo
corroído. No ocurre esto por ejemplo con Al, Zn, Cr, etc. o algunas de sus
aleaciones en que la capa de óxido formada resulta realmente protectora.
Se advierte que el área catódica es de mayor aereación que el área
anódica, y como la capa de herrumbre generada por corrosión actúa como
barrera entre el metal subyacente y el oxígeno del medio agresivo, resulta que
la corrosión genera un área de superficie metálica poco expuesto al aire. De
aquí, pues que la corrosión produce otra área anódica con lo que se renuevan
las condiciones necesarias para que opere el mecanismo electroquímico antes
descripto, es decir, la corrosión se propaga.
Fe2+
(+)
OH(-)
(+)
Gota de
Agua
Fe
Reconocimiento de los productos finales:
El ión Fe2+ se reconoce con hexacianoferrato(III) de potasio con el que
dá un compuesto azul(precipitado) hexaciano ferrato(III) de Fe(II).
3Fe2+ + 2Fe(CN)63-
Fe3[Fe(CN)6]2
El ion OH- se reconoce con fenolftaleína.
b) Zn y Cu sumergidos en agua que contiene O2 disuelto
La corrosión electroquímica característica del Fe en soluciones de pH
mayor que 4.3 y en presencia de humedad se manifiesta también cuando dos
metales diferentes sumergidos en soluciones acuosas (o en agua) se conectan
con un conductor. Restringiendo las consideraciones a aquellos metales de los
cuales se conocen cationes metálicos divalentes en soluciones acuosas(caso
del Fe, Cu y Zn) puede formularse los procesos elementales del proceso
electroquímico asociado a la corrosión mediante las siguientes ecuaciones:
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e(-)
En región anódica:
Metal2+ + 2eMetal
(+)
Cu
En región catódica:
2H2O + O2 + 4e-
OH-
Ánodo(-) Zn
Zn2+ + 2eCátodo(+) O2 + 2H2O + 4e-
Zn
Zn2+
Zn2+ + 2OH-
4OH4OH-
Zn(OH)2 (s) blanco gelatinoso
Zn(OH)2
Resulta así que habrá acumulación de OH- en la región catódica y ello se pone
de manifiesto aprovechando el viraje del indicador fenolftaleína incorporado a la
solución acuosa.
c)Metales de diferente potencial en contacto
Un tornillo de bronce (Cu-Sn) en una chapa de Zn en un medio agresivo
adecuado (humedad + O2)
OH-
(-) e- Zn
2+
Capa de humedad
+
Chapa de Zn
Se oxida el metal de < potencial de reducción. El Zn se corroe y el tornillo de
bronce actúa como cátodo.
7. Protección
A) Protección catódica
Anodo(-)
Zn
Cátodo(+) 2H2O + O2 + 4e-
10
Zn2+ + 2e4OH-
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Para dar protección catódica hay que conectar el trozo de Fe (u otro metal) a
un cuerpo de menor potencial de reducción por ejemplo Mg(EºMg= -2.38V) y
expuesto al mismo medio agresivo. El Mg se convierte en ánodo y el Fe (EºFe=
Mg2+ + 2e-
Mg
-0.44V) se convierte en cátodo. El ánodo agregado se corroe y tiene capacidad
de proteger al trozo de Fe que se transforma en un gran cátodo. El ánodo que
se llama ánodo de sacrificio debe ser renovado cada vez que se haya
consumido.
Metal a proteger
Suelo húmedo o agua
Mg2+
Mg
Se protegerán así tanques, calderas, cascos de buques, tuberías
sumergidas, etc. Otra forma de dar protección es conectar el metal a proteger
en forma permanente al polo negativo de una fuente de corriente continua y de
voltaje adecuado. En general esto se realiza estableciendo una diferencia de
potencial constante de 1-2 volts entre el cuerpo a proteger y un ánodo que se
entierra (trozo de grafito, coque, etc.)
e-
(+)
Corriente impresa
OH- H2 H2O
O2
H+
H2O
(-) cátodo
Anodo de grafito
2H2O
O2 +4H++4e-
Cañería de metal enterrada
2H2O+ 2eH2 + 2OH-
B) Protección anódica:
Por formación de capas de óxidos o bien se puede dar protección
anódica por formación de capas pasivantes de silicatos, cromatos, fosfatos.
Estas capas se forman en el lugar adicionando, por ejemplo al agua que circula
por una cañería, un silicato, cromato, o fosfato (por ejemplo cromato de sodio).
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(El pH deber ser el adecuado para la formación de las capas por lo tanto en
estos casos se lo controla).
Otros recursos de protección consisten en la aplicación de capas
adherentes, impermeables sobre el metal a proteger. Se pueden usar para
obtener estas capas diferentes técnicas.
I)
Por electrodeposición del metal M de recubrimiento utilizando como
cátodo el cuerpo a proteger, como ánodo el metal M y una solución
electrolítica que contiene iones metálicos Mn+. Así por galvanoplastia se
depositan Zn, Cu, Cd, Sn, etc. sobre hierro.
II)
Por pulverización del metal de recubrimiento sobre Fe.
III)
Inmersión en caliente de cuerpos de Fe en el metal fundido que se usa
para el recubrimiento (casos de Zn, Sn y Pb). Ejemplos:
•
•
Zn sobre Fe = Fe galvanizado EºZn= -0.76V (ánodo), EºFe=-0,44V
(el Zn no sufre corrosión debido a la formación de capas de óxidos
pasivantes)
Sn sobre Fe = Hojalata EºSn =-0,15V , EºFe=-0.44V. (El Sn resulta
anódico con respecto al Fe, debido a la formación de iones
complejos). Se puede proteger por recubrimiento de capas no
metálicas, por ejemplo pinturas especiales, esmaltes, vidriados, etc.
Resumen de métodos de protección
Se puede proteger la corrosión electroquímica por dos tipos de métodos:
Catódica
a) con ánodo de sacrificio
b) con fuente de corriente
c) cubiertas de
metal(galvanizado, etc.)
a) Protección electroquímica
Anódica: Por formación de películas
protectoras de CrO42-, PO43- etc.
b) Protección no electroquímica
1) recubrimiento con pintura
2) Eliminación de humedad: con desecantes, silicagel, etc.
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PARTE PRÁCTICA
1ra. PARTE: CARACTERIZACIÓN DE LAS ZONAS ANODICA Y CATODICA
Materiales y drogas
Tubo en U
Placas de Zn y Cu recién limpiadas
Alambre de Cu
Cápsula de porcelana
Clavo de hierro
Alambre de Zn
Varilla de Cu
Alambre de Fe
Placa de acero
Papel de lija
SOLUCIÓN DE FENOLFTALEÍNA 1%
SOLUCIÓN 1 – NaCl 2-3% acuosa
SOLUCIÓN 2 – K3[Fe(CN)6] 0.1% acuosa
SOLUCIÓN 3 – Indicador - 100 cm3 solución 1 + 0,5 cm3 solución + 6 gotas de
solución de fenolftaleína
EXPERIENCIA 1: Armar el dispositivo que indica la figura, llenar el tubo en U con
agua. Dentro de una de las ramas del tubo en U se sumerge
la placa de Zn recién limpiada. En la otra rama se coloca una
pizca de Cu. Se conectan ambas placas con un alambre de
Cu. Se agregan unas gotas de fenolftaleína en ambas ramas
del tubo en U.
Al cabo de 2 horas, la solución en contacto con la placa de
Cu, tomará coloración rosada, la cual indica la formación de
álcali (presencia de iones hidróxidos)
EXPERIENCIA 2: Se arrolla de manera compacta un
alambre de Zn alrededor del clavo de Fe (ver figura).
Todo esto se sumerge dentro de la cápsula de porcelana
con la SOLUCIÓN 1 más 6 gotas de solución de
fenolftaleína. Sobre la superficie del clavo aparecerá
una coloración rosada.
EXPERIENCIA 3: Esta experiencia puede ser utilizada para detectar las áreas
anódicas y catódicas en el caso de 2 metales que están en contacto y sufren
corrosión. Agregar a 50 cm³ de SOLUCIÓN 1, 2 cm3 de la SOLUCIÓN 2 y 6 gotas de
solución de fenolftaleína. Se sumerge en esta solución
una varilla de Cu que tiene arrollado un alambre de Fe
(ver figura). Al cabo de 2-3 minutos aparecerá una
coloración rosada sobre el Cu y azul sobre el Fe.
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EXPERIENCIA 4: Colocar sobre la superficie de una placa de acero 1 gota de la
SOLUCIÓN 3 (indicador). Como el medio es neutro, sobre el cátodo, superficie
exterior de la gota, ocurrirá el proceso de reducción del oxígeno con formación de OH-.
De esta manera, en el borde de la gota, aparecerá una coloración rosada.
En el ánodo, parte central de la gota, donde hay menor contacto con el oxígeno del
aire, ocurre la oxidación del Fe con formación de iones Fe2+. Aparecerá, por lo tanto,
una coloración azul debido a la reacción del K3[Fe(CN)6] con los iones Fe2+en el ánodo
(centro de la gota).
Ecuación:
En el límite, entre el ánodo y cátodo aparecerá un anillo marrón de herrumbre,
resultante de la interacción de los Fe2+ con los OH- y la subsiguiente oxidación de
Fe(OH)2 a Fe(OH)3.
2da. PARTE: INHIBICION ANODICA
La formación de una tenue capa de un material firmemente adherido a las
regiones anódicas de la superficie de un metal corroible, es uno de los procedimientos
de protección que se realizan habitualmente, produciendo películas de óxidos
hidratados del elemento metálico base.
EXPERIENCIA 5: Pasivado.
Materiales y drogas: Chapas de hierro común 5x10x0.2
HNO3 concentrado
H2SO4 concentrado
Papel de lija
Pulir con papel de lija dos chapas de hierro y limpiar bien la superficie.
Sumergir en un vaso con HNO3 concentrado una de las chapas durante uno o dos
minutos. Retirar y lavar. Luego, las dos chapas se sumergen en H2SO4 durante un
minuto. Observar que la chapa tratada no se ataca (o el ataque es mucho más lento)
mientras que la chapa no pasivada se ataca rápidamente.
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INFORME
Anotar todas las observaciones de las experiencias realizadas y escribir las
ecuaciones correspondientes
Ecuaciones:
•
Exp.1
Anodo: Metal:
Ecuación:
Cátodo: Metal:
Ecuación
•
Exp.2
Anodo: Metal:
Ecuación:
Cátodo: Metal:
Ecuación
•
Exp.3
Anodo: Metal:
Ecuación:
Cátodo: Metal:
Ecuación
•
Exp.4
Zona de la gota:
Ecuación:
Zona de la gota:
Ecuación
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