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TEMA 2: “Oxidación y corrosión”
Esquema:
TEMA 2: “Oxidación y corrosión”......................................................................................................1
1.- Introducción..............................................................................................................................1
2.- Fundamentos de los procesos de oxidación............................................................................2
3.- Corrosión y efectos de la misma..............................................................................................3
3.1. La pila de corrosión electroquímica o celda electroquímica.............................................4
3.1.1.- Potencial de electrodo en las celdas electroquímicas..........................................................................6
3.2.-Tipos de corrosión..............................................................................................................6
1.- Corrosión general.........................................................................................................................................6
2.- Corrosión localizada o galvánica................................................................................................................7
2.1.- Corrosión Galvánica por composición.................................................................................................7
2.1.1.- Corrosión intergranular...............................................................................................................7
2.1.2.- Corrosión erosiva.........................................................................................................................7
2.1.3.- Corrosión con fatiga.....................................................................................................................7
2.2.- Corrosión bajo tensión o celda generada por tensiones.........................................................................7
2.3.- Corrosión por celdas de concentración. Por picadura .........................................................................8
2. 3.1.- Corrosión por grietas o hendiduras............................................................................................8
4.- Medios de protección frente la corrosión...............................................................................8
4.1.- Control de la corrosión......................................................................................................9
4.1.1.- Control de diseño....................................................................................................................................9
4.1.1.1.- Selección del material......................................................................................................................9
4.1.1.2.- Diseño..............................................................................................................................................9
4.1.1.3.-Alteración del entorno....................................................................................................................10
4.1.2.- Recubrimientos metálicos....................................................................................................................10
4.1.3.- Recubrimientos no metálicos...............................................................................................................11
Recubrimientos orgánicos: ..........................................................................................................................11
Recubrimientos inorgánicos: .......................................................................................................................11
4.1.4.- Protección empleando inhibidores......................................................................................................11
4.1.5.- Protección empleando pasivadores o protección anódica.................................................................12
4.1.6.-Protección Catódica..............................................................................................................................12
Protección catódica......................................................................................................................................12
4.1.7.-Protección empleando metales autoprotectores.................................................................................13
1.- Introducción
Uno de los factores que limitan la vida de las piezas metálicas en servicio es el ataque fisicoquímico que sufren por el medio que las rodea. Los dos componentes básicos del aire son el
nitrógeno (78%) y el oxígeno (21%) y ambos tienen influencia sobre el medio. El nitrógeno apenas
es activo, pero el O2 es el responsable máximo de casi todos los procesos de oxidación y corrosión
que se dan en los materiales expuestos a su acción. Dependiendo de la forma de actuar, el oxígeno
puede hacerlo:
•
En ambiente seco y cálido, así se provoca la oxidación.
•
En ambiente húmedo y se origina la corrosión.
La lucha contra la corrosión es un problema complejo que origina fallos en las instalaciones
ocasionando elevadas cuantías económicas y enormes dificultades porque depende de varios
factores y cada caso requiere una solución diferente. Los mecanismos de deterioro son diferentes
según se trate de materiales metálicos, cerámicos o polímeros.
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●
En los materiales metálicos, el proceso de deterioro se denomina oxidación y corrosión.
●
En los cerámicos las condiciones para el deterioro han de ser extremas, y hablaremos
también de corrosión.
●
En los materiales polímeros se denomina degradación.
2.- Fundamentos de los procesos de oxidación
El fenómeno de oxidación viene dado al ceder electrones el elemento que se oxida al elemento
oxidante, esto es, diremos que ocurre cuando un átomo inestable pierde un electrón, lo que permite
que el átomo forme un compuesto nuevo con otro elemento.
Material + Oxígeno → Óxido de material ±Energía
•
Si es +, la reacción es exotérmica → formación del óxido.
•
Si es -, la reacción es endotérmica → será de difícil oxidación.
Esta reacción global, para la formación del óxido, M + 1/2O2 → MO, puede descomponerse en
dos parciales:
•
Una de oxidación (pérdida de electrones): M → M2+ + 2e-
•
Una de reducción (ganancia de electrones): 1/2O2 + 2e- → O2-
Básicamente, con lo visto anteriormente, existen dos tipos de reacciones químicas:
1) Aquellas en las cuales reaccionan iones o moléculas sin cambio aparente de la estructura
electrónica de las partículas, y
2) Reacciones en las cuales los iones o átomos experimentan cambios de estructura electrónica.
En el segundo tipo de reacción puede haber transferencia real de electrones de una partícula a otra o
la forma en que se compartan los electrones puede modificarse. Este último tipo de reacción que
involucra cambios electrónicos se llama reacción de oxidación-reducción.
El elemento oxidante por excelencia es el O2, aunque también la provocan el Cl2, S2, H2, Br2,
SO2 , SO3, CO y CO2. Existían muchos ejemplos conocidos de esto. El hierro se enmohece y el
carbón arde. En el enmohecimiento, el oxígeno se combina lentamente con el hierro formando
óxido ferroso (Fe2 O3); en la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO 2.
La observación de estas reacciones originó los términos oxidación “lenta” y "rápida”. La oxidación
se definió como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo o ión.
Existen algunos metales, especialmente resistentes a la oxidación como niquel, cromo, aluminio,
cobre.., al igual que las aleaciones de las que forman parte, como ejemplo broces o aceros
inoxidables.
La oxidación directa, , sin intervención de calor, se produce en los metales debido:
•
Qué la acción del oxígeno se dará siempre porque está en la atmósfera.
•
A menor estabilidad de átomos superficiales de los metales ( su enlace es menos energético
que en los del interior)
Hasta cierto límites de espesor y temperatura, la capa de óxido puede servir de protección e
impedir que ésta siga avanzando. Pero al elevar la temperatura se puede agrietar la capa de óxido y
así avanzar al interior. Es decir, una vez que se ha formado la capa de óxido esta protege el material
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porque, para que progrese será necesario una de estas condiciones:
1. Que M2+ junto con los dos electrones atraviesen la capa de óxido por difusión en busca del
oxígeno (difusión catódica).
2. Que los electrones atraviesen la capa de óxido y después de producida la reducción, los
iones de O2- atraviesen de nuevo dicha capa pero en sentido contrario, oxidando la interfase
(difusión anódica).
3.- Corrosión y efectos de la misma
La corrosión causa el deterioro de todo
tipo de material. En ella, podemos distinguir
dos procesos:
• Oxidación directa o Corrosión
química. (Resulta de la combinación de los
átomos metálicos con los de la sustancia
agresiva). Un material se disuelve en un
medio líquido corrosivo. El material seguirá
disolviéndose , hasta que se haya consumido
todo o se sature el líquido. Ejemplo sal
disuelta en agua.
• Corrosión electroquírnica. (La
corrosión electroquímica se origina por la
presencia de pilas electroquímicas en las que
el metal actúa como ánodo (cede electrones y
los átomos del metal pasan a ser iones positivos o cationes) y por tanto se disuelve. Este tipo de
corrosión exige la presencia de ambientes acuosos y, en general, con medios de conductividad
electrolítica). Es decir, ocurre cuando los átomos de metal pierden electrones y se convierten en
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iones. Conforme se consume gradualmente el metal, se forma un subproducto de este proceso.
Ocurre con mayor frecuencia en ambiente acuoso, o en aire húmedo. En este proceso se crea un
circuito eléctrico y el sistema se conoce como celda química. Ejemplo corrosión en tuberías de
acero con agujeros con herrumbre como subproducto. Aunque en ocasiones estas celdas pueden ser
de utilidad cuando intencionadamente se crea un circuito eléctrico para efectuar electrodeposición
En el caso de la oxidación directa, toda la superficie metálica es afectada prácticamente por
igual. En cambio, en las piezas que sufren corrosión electroquímica, solamente son afectadas las
áreas anódicas, pero no las catódicas.
Por tanto, podemos definir la corrosión como el deterioro lento de un material por acción de un
agente exterior que combina oxígeno del aire y la humedad y la corrosión química producida por
la acción de los ácidos y álcalis.
A efectos de corrosión, son tan importantes las propiedades del medio como las del metal, y la
favorecen todos los factores que influyen positivamente sobre la velocidad de la reacción de
oxidación , que son:
➢
Temperatura elevada
➢
Presencia de ácidos y álcalis (en definitiva del medio donde se encuentra, si es
ácido, básico, salino, con impurezas, en agitación o reposo, temperatura,
iluminación..).
➢
Carácter electroquímico
➢
Características del material: composición (las heterogeneidades químicas y
estructurales, así como las tensiones internas, aceleran la oxidación), forma de la
pieza (los surcos de mecanizado, grietas y orificios no permiten un buen pulido
quedando partes oxidadas, y los esfuerzos de tracción también lo favorecen) y estado
superficial.
3.1. La pila de corrosión electroquímica o celda electroquímica
Una pila electroquímica se forma cuando dos piezas de metal se ponen en contado a través de un
líquido conductor o electrólito. El circuito eléctrico que se forma produce fenómenos de
electrodeposición como la corrosión electroquímica
Los componentes de una pila electroquímica son:
➔
Ánodo: Electrodo metálico en una celda electrolítica que se disuelve dando
cationes y electrones al circuito externo. Cede electrones al circuito y se
corroe.
➔
Cátodo: Receptor de electrones del circuito a través de una reacción
química. Los iones que se combinan con los electrones producen un
subproducto en el cátodo.
➔
Contacto físico o puente de conexión: Medio físico de conexión entre
ánodo y cátodo, por donde fluyen los electrones del ánodo al cátodo.
Electrolito: Líquido que está en contacto tanto con el ánodo como con el
cátodo. Debe ser un conductor. Este líquido proporciona el medio a través
del cual los iones metálicos abandonan la superficie del ánodo, y asegura
que los iones se desplacen hacia el cátodo que acepta los electrones.
➔
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En una pila electroquímica se producen los siguientes tipos de reacciones químicas, que
pasamos a describir:
a) Reacción anódica. El ánodo, que es un metal, experimenta una reacción por oxidación
mediante la cual se ionizan los átomos metálicos. M → Mn+ + ne- . Los iones salen del ánodo, éste
se corroe.
b) Reacción catódica en la electrodeposición. En el cátodo tiene lugar una reacción de
reducción, que es inversa a la producida en el ánodo: Mn+ +ne- → M
Los iones metálicos, tanto los añadidos al electrólito, como los formados en la reacción del
ánodo, se combinan con los
electrones del cátodo y, como
consecuencia, el metal del ánodo
y el del electrolito recubre la
superficie del cátodo.
c) Reacciones catódicas
en
la
corrosión.
Normalmente,
la
electrodeposición de
un metal no tiene
lugar
durante
la
corrosión
electroquímica. En de
ello, la reacción de
reducción forma un
producto secundario en forma de gas, sólido o líquido en el cátodo.
c.1.Electrodo de hidrógeno. En líquidos libres de oxígeno, como el HCl, la reacción
catódica más común es la de desprendimiento de hidrógeno . 2H+ + 2e- → H2
c.2.Electrodo de oxígeno. El oxígeno se encuentra disponible en el cátodo se forman iones
OH-. Estos iones reaccionan con los iones metálicos cargados positivamente, como los de Fe2+
produciendo finalmente un producto sólido como el Fe (OH)2 o herrumbre
Si se dispone de una fuente continua de oxígeno y de hidrógeno, el electrodo de agua no
produce acumulación de herrumbre sólida, ni tampoco una alta concentración o dilución de
iones en el cátodo.
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3.1.1.- Potencial de electrodo en las
celdas electroquímicas
En electrodepósito se requiere un voltaje
para hacer que una corriente fluya por la celda.
Pero en la corrosión cuando el material se
coloca en una solución, un potencial se
desarrolla naturalmente. Este potencial está
relacionado con la tendencia del material a
ceder sus electrones. Pero la fuerza motriz
para la reacción de oxidación queda
compensada por otra fuerza igual pero opuesta
para la reacción
de reducción. Por
tanto no ocurre
ninguna
oxidación, no es
posible medir un
potencial para un
sólo material, y
por esto se utiliza el hidrógeno. Si el metal tiene mayor tendencia que
el hidrógeno a ceder electrones, entonces su potencial será negativo y
el metal será anódico frente al hidrógeno.
La placa intermedia permite la transferencia de carga, pero no la
mezcla de electrolitos.
La tabla respecto del hidrógeno es:
3.2.-Tipos de corrosión
No todos los fenómenos corrosivos son idénticos, debido a que
existen varios tipos de corrosión, podemos distinguir, dependiendo de
la calidad del metal y de los factores que intervienen :
A.- Tipos de corrosión química: Corrosión de bordes de grano y
fisuras, corrosión selectiva (Consiste en la eliminación de un elemento
preferente en una aleación y como consecuencia se corroe. Ejemplo
descincado de latones así sólo quedará el cobre.)
B.- Tipos de corrosión electroquímica: ataque uniforme y celdas
galvánicas (por composición, por tensiones y por concentración)
1.- Corrosión general
Cuando se produce de forma homogénea en toda la superficie de la
pieza dando lugar a una reducción de dimensiones y pérdida de peso.
Generalmente es uniforme.
Consiste en una reacción electroquímica que actúa uniformemente
en toda la superficie disminuyendo toda la sección. Se controla
mediante cuberturas protectoras, inhibidores o protección catódica.
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2.- Corrosión localizada o galvánica.
Ocurre cuando ciertas áreas funcionan siempre como ánodo y otras como cátodo. Hay tres tipos
celdas por composición, por tensiones y por concentración.
Tiene su origen en pares galvánicos. Éstos forman regiones donde queda localizado el efecto
destructor formando hoyos, picaduras y surcos, es difícil de prevenir y se da en la superficie de las
piezas.
El metal resulta picado en zonas localizadas, quedando la superficie con grandes rugosidades.
En este caso, la capacidad de deformación del metal disminuye más rápidamente de lo que podía
esperarse por la pérdida de masa.
2.1.- Corrosión Galvánica por composición
Es la más común de todas y se establece cuando dos
metales distintos entre si actúan uno de ellos como ánodo y el
otro como cátodo. Para reducir este tipo de corrosión se puede
utilizar películas protectoras de óxidos también aislando un
metal de otro conociendo la serie galvánica, en la que
distintas aleaciones se ordenan de acuerdo con sus tendencias
anódicas o catódicas en un entorno particular como agua
dulce, salada, etc.. (tabla Gloria)
2.1.1.- Corrosión intergranular
Es la más peligrosa y se debe a la existencia de zonas catódicas formadas por
impurezas contenidas en los contornos de los granos o cristales, llegando incluso a
la destrucción de los mismos sin que apenas se presente la apariencia externa de
corrosión, se produce una celda galvánica debida a impurezas o composición.
Se produce en los límites de los granos de una aleación o metal. Cuando se
produce, se presenta una perdida de resistencia y de ductibilidad del material. Se
soluciona añadiendo elementos estabilizadores que impidan la formación de las
regiones de estos precipitados.
2.1.2.- Corrosión erosiva
Es un fenómeno de corrosión unido al desgaste superficial provocado por la fricción entre dos
superficies sólidas que da lugar a partículas de óxido que actúan también a modo de abrasivo.
Se produce también en ocasiones cuando dos superficies se encuentran en contacto y entre ellas
un líquido a gran velocidad.
2.1.3.- Corrosión con fatiga
Combinación de esfuerzo mecánico y corrosivo. Se debe a la acción de un
medio agresivo sobre el metal, sometido a la vez a esfuerzos variables.
2.2.- Corrosión bajo tensión o celda generada por tensiones.
Ocurre cuando un metal contiene regiones con distintas tensiones, aquellas
con la más elevada o de mas alta energía actúan como ánodo, en relación con
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las áreas de menor tensión que actúan de cátodo. Y aquellas con grano más fino o muy trabajadas
en frío, también son anódicas frente a las de grano grueso. Se trata por tanto de la acción galvanica.
Un material sometido a tracción en una determinada atmósfera, provoca una situación de fatiga.
Cuando pasa un tiempo las fisuras que se producen se corroen. Cuando las fuerzas son cíclicas o
repetitivas, se reduce la capacidad de un metal para soportar estos esfuerzos, los cuales producen la
rotura de las películas de protección de óxidos que evitan la corrosión, con una mayor rapidez.
Tiene como consecuencia la formación anódica en los puntos de rotura y los efectos son mucho más
graves que cuando son estáticos, la rotura se produce mucho antes.
2.3.Corrosión
por
celdas
concentración. Por picadura
de
Cuando un metal es expuesto a un
electrolito no uniforme, por ejemplo , cuando la
porción de un metal está ante el menor
contenido de oxígeno, se corroe. Como un
metal con una gota de agua que crea un nivel.
También la de picadura y hendidura.
Se produce en zonas muy localizadas de una
superficie metálica y da como resultado el
desarrollo de cavidades y agujeros. La
aparición de una picadura es lenta pero una vez
formada su velocidad de crecimiento es muy rápida y muy peligrosa porque de repente da fallos
inesperados. La utilización de inhibidores resulta muy útil para evitar este tipo de corrosión.
2. 3.1.- Corrosión por grietas o hendiduras
Frecuente en remaches , tornillos,.., donde la corrosión se encuentra de forma localizada que se
presenta en las hendiduras . Para evitar poner soldadura o juntas.
4.- Medios de protección frente la corrosión.
La problemática de la corrosión es importante, pero no imposible de solucionar. Se utilizan
diversas técnicas para controlar y evitar la corrosión se agrupan:
PROCEDIMIENTOS DE PROTECCIÓN CONTRA LA CORROSIÓN
PROTECCIÓN POR PROTECCIÓN POR PROTECCIÓN PROTECCIÓN PROTECCIÓN
RECUBRIMIENTOS RECUBRIMIENTOS EMPLEANDO EMPLEANDO CATÓDICA
METÁLICOS
NO METÁLICOS INHIBIDORES PASIVADORES
Tratamiento preliminar
• Pulido
• Desengrasado
• Decapado
Metalización de piezas.
• Pinturas y barnices
• Anódicos
• Esmaltado
• Catódicos
• Oxidación superficial
• Fosfatación
• Electrólisis
➢ Cobreado
➢ Cincado
➢ Estañado
➢ Niquelado
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PROTECCIÓN
EMPLEANDO
METALES
AUTOPROTECTOR
materiales
corrienteEmpleando
como:
exterior
• Cromato de cinc
• Con ánodos de • Metales puros: Ni, Cr,
• Pasivadores
Ti, Al, Pb
sacrificio
anódicos
• Aleaciones:
➢ Aceros al Cr
➢ Aceros al Ni
➢ Aceros al Cr-Ni
➢ Bronces, latones
• Minio
• Con
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Cadmiado
Cromado duro
Por inmersión en baño
➢
➢
• Estañado (Sn)
• Galvanizado (Zn)
• Emplomado (Pb)
Otros.
• Metalización a pistola.
• Cementación
• Chapeado.
En definitiva:
1. Impedir la formación de pilas galvánicas, utilizando aislantes eléctricos.
2.Tratar siempre de que el área del ánodo sea siempre mucho mayor que la del cátodo. De esta
forma, las reacciones catódicas pueden minimizarse.
3. Diseñar recipientes para la contención de líquidos cerrados y procurar que no se acumule
líquido estancado. Los depósitos parcialmente llenos experimentan la corrosión de línea de nivel.
Los depósitos abiertos disuelven continuamente gases, proporcionando iones que intervienen en la
reacción catódica y aumentan las celdas por concentración. (Celda electrolítica: Contacto eléctrico a
través de un electrolito de dos metales muy diferentes)
4. Evitar hendiduras o grietas entre los materiales armados o unidos.
4.1.- Control de la corrosión.
4.1.1.- Control de diseño
4.1.1.1.- Selección del material
Si se elige un material resistente a la corrosión en las condiciones en la que va ser utilizado. Por
esto se usan aceros inoxidables o materiales cerámicos.
4.1.1.2.- Diseño
Para reducir los problemas:
●
Para evitar la corrosión por grieta, mejor uniones soldadas y no remachadas.
Usar materiales galvánicos similares o evitar el contacto eléctrico con arandelas de
material no conductor.
●
Evitar ángulos pronunciados o puntos calientes en las tuberías para que los fluidos a
elevada velocidad no corroan.
●
Los elementos sometidos a condiciones extremas o depósitos y tanques deben ser
inspeccionados periódicamente y de fácil limpieza.
●
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4.1.1.3.-Alteración del entorno
Como la corrosión consiste en un ataque químico al material por parte de su entorno, cualquier
modificación del mismo repercute sobre el material.
Generalmente disminuyendo la temperatura se reduce la velocidad de corrosión, menos
en el agua de mar, porque aumenta la solubilidad en ella del oxígeno.
●
Si disminuye la velocidad de un fluido en una tubería, disminuye la corrosión, aunque se
debe evitar líquidos estancados.
●
Si disminuye el contenido de oxígeno en las disoluciones acuosas o la concentración de
iones corrosivos, se disminuye la corrosión.
●
4.1.2.- Recubrimientos metálicos
Consiste en aplicar en finas capas sobre piezas metálicas para aislarlas de ambientes corrosivas,
en ocasiones sirven de ánodos de sacrificio y se corroen en vez de el metal al que protegen, ejemplo
Zn y acero. (acero galvanizado). La hojalata que es estaño y hierro, el Sn actúa de cátodo frente el
Fe en atmósferas ricas de oxígeno por esto se corroe rápidamente pero sin oxígeno como sucede en
el interior de las latas actúa como ánodo frente el Fe.
Cualquiera que sea el recubrimiento a emplear existe un tratamiento preliminar que sigue las
siguientes fases: pulido (con abrasivos de distinta finura), desengrasado (limpiado de piezas con
disolventes) y decapado mecánico o químico eliminando las capas superficiales.
Recubrimiento
por
electrólisis
(galvanoplastia
y
galvanostegia). Es el proceso basado en el traslado de iones
metálicos desde un ánodo a un cátodo en un medio líquido,
compuesto fundamentalmente por sales metálicas y ligeramente
acidulado. Es el proceso empleado para depositar el Cu, Zn, Cd, Ti,
Ag, Ni, Sn,.. El metal protector se utiliza como ánodo y el metal a
proteger como cátodo, empleando como electrolito una solución de
metal que se ha de depositar en forma de sulfatos y cianuros. Se
realiza mediante corriente continua. Se obtienen películas de metal
del orden de micras que protegen a las piezas. Por este procedimiento
se realizan cobreado, niquelado, cincado, estañado o soldado,
cromado (ejemplo dibujo del mosquetón.), dependiendo del metal
protector usado como ánodo. Se trata de tratamientos superficiales.
Recubrimientos por inmersión en baño de metal fundido. La
pieza que se desea proteger se sumerge en un baño de metal protector
fundido durante un tiempo. Las formas de recubrimientos mas
habituales son:
Galvanizado.- Es el recubrimiento de acero en Zn. El Fe es catódico respecto del Zn, por
eso queda protegido. Se emplea en recubrir chapas acanaladas, alambres, útiles de cocina,..
●
Estañado.- Es el recubrimiento por baño de Sn. El Sn es catódico respecto al acero. Se
emplea principalmente en la fabricación de hojalata, para proteger útiles de cocina,
tuberías,..
●
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Otros procedimientos. Como:
•
Cementación y difusión (forman una aleación superficial de metal con el metal base, y así
se crea una capa protectora contra la corrosión) temple superficial y metalización,
•
Chapeado (consiste en superponer una o dos placas de metal sobre el que se desea
autoproteger, usando Cu, Ni, acero inoxidable)
4.1.3.- Recubrimientos no metálicos
Recubrimientos orgánicos:
Por pintura designaremos a todo producto líquido pastoso que extendido por un medio
cualquiera sobre un objeto, da al secarse, cualquiera que sea el procedimiento empleado, una
película adherente, decorativa o protectora. Esta película puede ser transparente (barniz) u opaca
(pintura, esmalte o laca), brillante o mate.
Recubrimientos inorgánicos:
Recubrimiento esmaltado. Son cristales de vidrios (borosilicatos de Ca, K, y Pb), que al
volverse opacos por óxido estánico forman una capa protectora que una vez seca y fundida en el
horno adquiere características vidriadas. Después de decapar el metal, se depositan los esmaltes, se
secan y se funden a 800-1000ºC. El inconveniente principal es que no soportan deformaciones, por
lo que saltan con facilidad al menor golpe.
Recubrimientos por fosfatación. Las piezas a tratar se sumergen en baños de una solución
acuosa de fosfato metálico ácido (fosfato ácido de Mn, fosfato, diácido de cinc o de sódio) a
temperatura de 100ºC. El acero es atacado y se forma una capa superficial de fosfatos de 0,01 mm,
siguiendo la reacción:
2(PO4H2)Mn + 2Fe = (PO4Fe)2Mn +2H2
La protección gana en eficacia si se le da una capa de pintura o barniz que se adhiere muy bien.
Recubrimiento por oxidación superficial o pasivadores anódicos (3.1.5).- La oxidación
puede realizarse:
•
Por ataque de un ácido (oxidación química). Consiste en sumergir el metal en una
solución acuosa de un cuerpo capaz de reaccionar sobre el metal, generando una fina capa
en la superficie de un óxido o una sal.
•
Por electrólisis (oxidación anódica). Se emplea en proteger piezas de alumnio, en el cátodo
se coloca la placa de Al, el baño es ácido sulfúrico, la oxidación la provoca el oxígeno, que
se desprende del ánodo formando una placa protectora en objetos decorativos. Se basa en la
formación de películas pasivas protectoras, de igual modo que en la oxidación se forman
capas protectoras de oxido. La capa pasiva en el elemento a proteger que será el ánodo se
consigue con una densidad de corriente elevada que resurta costosa de protección.
4.1.4.- Protección empleando inhibidores
Los inhibidores son sustancias que, añadidas en proporciones muy pequeñas a un medio
corrosivo, permiten reducir o detener la velocidad de corrosión del metal con el que entran en
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contacto formando un compuesto protector sobre la superficie de dicho metal.
Los tipos de inhibidores pueden ser:
•
Anódicos.- Reaccionan sobre las partes anódicas del metal. Son de este tipo el carbonato,
fosfato, silicato y cromato sódico.
•
Catódicos.- Que forman compuestos protectores sobre el cátodo, empleando para este fin
sulfato de magnesio, de niquel y de cinc.
4.1.5.- Protección empleando pasivadores o protección anódica
La pasividad puede ser natural y es aquí una capa protectora que surge en la superficie del metal
y detiene la corrosión apenas iniciada. Pero también podemos conseguir la pasividad tratando
previamente el metal puesto que los cercanos al extremo anódico de la serie galvánica son activos y
sirven de ánodo, pero si se hacen mas catódicos se corroen mas lentamente. La pasivación se
consigue evitando la reacción normal anódica. Decimos que la pasividad es provocada por un
pasivador como: el minio (óxido de plomo) o el cromato de cinc. La pasivación del aluminio se
conoce como anodizado y se produce un grueso recubrimiento de óxido.
4.1.6.-Protección Catódica
Protección catódica
La Corrosión de un material metálico es la
interacción del mismo con el medio que lo rodea,
produciendo un deterioro en sus propiedades físicas y
químicas, acelerando su envejecimiento y destrucción.
La protección catódica es un método electroquímico
muy utilizado, que aprovecha el principio
electroquímico de la corrosión, transportando un cátodo
a la estructura metálica a proteger, bien sea que se
encuentre enterrada (tuberías), sumergida, a medias o
totalmente.
Los Sistemas de protección más utilizados son:
1- PROTECCION CATODICA POR CORRIENTE IMPRESA O VOLTAJE IMPUESTO
En este sistema de protección, se mantiene el mismo principio fundamental, pero valorando las
limitaciones del material, costo y diferencia de potencial con los ánodos de sacrificio, se integra un
sistema mediante el cual el flujo de corriente requerido, se origina en una fuente de corriente
continua regulable o, simplemente se hace uso de los rectificadores, que alimentados por corriente
alterna ofrecen una corriente eléctrica continua apta para la protección de la estructura. La corriente
externa suministrada disponible es "impresa" en el circuito constituido por 2 partes: la estructura
metálica a proteger y la placa anódica. De esta forma al conectar la batería, los electrones fluyen
hacia el metal, haciendo que este sea el cátodo, el ánodo auxiliar se corroe.
2- ANODOS GALVANICOS, ANODOS DE SACRIFICIO
Se fundamenta en el mismo principio de la corrosión galvánica, en la que un metal más activo es
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anódico con respecto a otro más noble, corroyéndose el metal anódico. En la protección catódica
con ánodo galvánicos, se utilizan metales fuertemente anódicos conectados a la tubería a proteger,
dando origen al sacrificio de dichos metales por corrosión, descargando suficiente corriente, para la
protección de la tubería.
4.1.7.-Protección empleando metales autoprotectores
Mediante tratamientos térmicos de los aceros y metales no ferrosos. También mediante
recubrimientos de BALINIT de TIN y de TiCN que hacen mas duraderas las piezas y a su vez
generan capas antioxidantes. Se usan generalmente en herramientas y brocas.
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