Corrosión

Introducción

Los metales como el hierro, aluminio, cobre, níquel y todas sus aleaciones se alteran y pierden sus buenas propiedades mecánicas cuando permanecen a la interperie sin protección.

La estabilidad de los metales viene condicionada por la interfase entre estos metales y su ambiente.

La resistencia interna de un metal queda a la larga influida por lo que sucede en su superficie.

Las reacciones de transferencia de carga son el origen de la inestabilidad de una superficie.

La atmósfera es esencialmente aire húmedo que contiene CO2 (las atmósferas marinas están formadas por aire húmedo que contiene cloruro de sodio en suspensión) disuelto. La humedad, en contacto con la atmósfera terrestre se convierte en un medio iónicamente conductor, en un electrolito.

Ya que los metales se vuelven inestables al ponerse en contacto con la humedad, cabe pensar que esta inestabilidad se debe a reacciones de transferencia de electrones que se suceden en la interfase entre el metal y el medio ambiente.

Por lo tanto, mantener un metal aislado de la humedad o en el vació, supone prevenir las reacciones redox.

Un metal que sufre de corrosión es análogo a una pila productora de energia en cortocircuito. Las reacciones redox son la base de las pilas productoras de sustancias, por métodos electroquímicos, alimentadas por una fuente externa y de las pilas de producción de energía que actúan sobre una resistencia externa.

Mecanismo de la corrosión de los metales ultrapuros

De acuerdo con la teoría de los pares locales, cabría esperar que no se corroyera un metal ultrapuro, sin inclusiones de impurezas. En general, cuanto más puro es un metal, tanto más estable es en un ambiente acuoso, pero incluso así un metal ultra puro se corroe.

Wagner y Traud sugirieron el mecanismo básico de la inestabilidad de los metales ultrapuros. Esencialmente afirman en su teoría que para que se produzca corrosión no es necesario que existan zonas espacialmente separadas que actúen como sumidero y como fuentes de electrones, respectivamente, sobre el metal que se corroe. Por tanto, las impurezas u otras heterogeneidades de la superficie, no son indispensables para que tenga lugar la corrosión. La condición necesaria y suficiente para que esta ocurra es que la reacción de disolución del metal y alguna reacción de electronización se desarrollen simultáneamente, en la interfase metal-ambiente. Para que estos dos procesos ocurran simultáneamente, basta y es suficiente con que la diferencia de potencial a través de la interfase sea más positiva que el potencial de la reacción de electronización

Mn+ + ne = M, y más negativo que el potencial de la reacción de electronización,

A + ne D, en que participan los aceptores de electrones que contiene el electrolito.

Por tanto, cuando las zonas sumidero y fuente de electrones son diferentes en el espacio y en el tiempo, se tiene la teoría homogénea de la corrosión de Wagner-Traud. Este mecanismo requiere una superficie metálica homogénea. Esto se debe a que las heterogeneidades tienden a fijar las reacciones de electronización y de deselectronización con formación de zonas de sumidero y fuente estable de electrones.

Sin embargo, en algunas situaciones prácticas, existen heterogeneidades de un tipo o de otro. Las impurezas son del tipo más obvio de heterogeneidades, pero también lo son, las diferentes fases de una aleación o bien de un metal con una distribución no homogénea de tensiones o con un desigual acceso a los aceptores de electrones.

La teoría homogénea de la corrosión subraya de que, independientemente de la presencia o ausencia de impurezas, “los metales se vuelven inestables a consecuencia de que se producen simultáneamente diferentes reacciones electródicas de transferencia de cargas y en opuestas direcciones en la superficie”.

• ¿Cual es la reacción de electronización en la corrosión?.

Teóricamente, puede ser cualquier reacción cualquier reacción que tenga un potencial más positivo que el potencial de equilibrio de la reacción del tipo A + ne = D, en la que A es una especie aceptora de electrones presente en el electrolito que se encuentre en contacto con el metal que experimenta la corrosión. En los electrolitos acuosos, los aceptores de electrones que invariablemente estan presente son los iones H3O+, y el oxígeno disuelto, siendo las reacciones de electronización correspondientes:

2H3O+ + 2e 2H2O + H2

O2 + 4H+ + 4e 2H2O

Estas dos reacciones son para disoluciones ácidas, y para disoluciones alcalinas tenemos la siguiente:

O2 +2H2O + 4e 4OH-

El electrolito también puede contener especies como los iones Fe3+ o ácido nítrico, en cuyo caso cabe que desarrollen reacciones adicionales de electronización del tipo:

Fe3+ + e Fe2+

o bien:

3H+ + NO3- + 2E HNO3 + H2O

Termodinámica y estabilidad de los metales

Supongamos que nos encontramos ante el problema de decidir si un determinado metal será adecuado como material de construcción o de fabricación en un ambiente dado.El criterio real para tomar una decisión acerca de la estabilidad de un recipiente de hierro, será la magnitud de su velocidad de disolución; si posee una velocidad de corrosión despreciable y una resistencia mecánica suficiente, será adecuado para dicho fin.

Podemos utilizar la relación entre la variación de energía libre y el potencial de equilibrio para obtener los cambios de energía libre y de las reacciones de deselectronización y de electronización.

La suma de los dos cambios de energia libre del proceso da la variación total de energía libre del proceso de corrosión.

G = -nFV

Si este cambio total de energía libre es negativo, la corrosión del metal tendrá lugar espontáneamente. En la siguiente tabla, se indica el cambio de energía libre calculado para las reacciones de corrosión de diferentes metales con desprendimiento de hidrógeno y reducción de oxígeno, como reacciones de electronización.

Sin embargo, se dispone de un camino más breve que se basa en la representación del potencial en función de pH, de los potenciales de equilibrio. Este camino es el siguiente: supongamos que la reacción

Mn+ + ne = M

no comporta transferencia de protones. En este caso, su potencial de equilibrio será independiente del pH, y por tanto se podrá representar en el diagrama potencial-pH en forma de una línea recta paralela el eje del pH.

Seguidamente, se considera el aceptor de electrones A, presente en la disolución, que está en contacto con el metal M y se calcula el potencial de equilibrio para sus reacciones.

Admitamos que conlleva una transferencia de protones, es decir:

xA + mH+ + ne =yD + zH2O

Puesto que esta reacción incluye transferencia de electrones y también de protones, su potencial de equilibrio, variará con el pH y se puede representar por una línea recta, de pendiente negativa, en el diagrama potencial-pH.

Cuando ya se dispone de un diagrama potencial-pH con las líneas trazadas para las reacciones:

Mn+ + ne = M y xA + mH+ +ne = yD +zH2O

sólo falta trazar una línea perpendicular al eje del pH, para el valor de pH que corresponda a la disolución (ver diagrama anterior). Si esta línea corta a la línea

Mn+ + ne = M a un valor más negativo del potencial que el correspondiente a la intersección con la línea xA + mH+ + ne = yD + zH2O , se deduce una conclusión sencilla. La reacción Mn+ + ne = M tiende a producirse espontáneamente en el sentido de la deselectronización (y con ello a absorber los electrones suministrados durante la reacción de deselectronización del metal) si se proporciona un camino para el flujo de los electrones desde el sumidero para la reacción de deselectronización a la fuente de la de electronización. Entonces se dice que el metal M se corroe espontáneamente. Basándose en eso, se deduce claramente de la figura siguiente:

que si en la disolución contenida en el recipiente de acero dulce hay iones Fe++ a una concentración de actividad unidad y si el pH=2, el material de que está hecho debe tender a disolverse. Por tanto, debe rechazarse por ser material inadecuado para contener una disolución a pH=2.

Corriente de corrosión y potencial de corrosión

Consideremos un sistema formado por un metal que se corroe en un elctrolito. El proceso de corrosión incluye una reacción de deselectronización, de disolución de un metal en las zonas sumidero de electrones del metal y de electronización en las zonas fuentes de electrones (esta representación es aplicable a un metal que se corroe según el mecanismo de Wagner-Traud, siempre que imaginemos que las zonas fuente y sumidero se contraen hasta alcanzar dimensiones atómicas y se considere la situación en un momento dado). Como ya ha sido indicado, el metal que se corroe, equivale a una pila generadora de energía (pila Daniels por ejemplo), en cortocircuito, con las siguientes especificaciones: las zonas sumideros de electrones (anódicas) y productoras de electrones (catódicas) de la pila equivalente productora de energía se escogen iguales a las correspondientes zonas de la superficie del metal que se está corroyendo. De esta forma la corriente total de disolución del metal, IM, y la corriente de electronización, ISO, (no las densidades de corriente) sobre el metal que se corroe, son de la misma magnitud pero de signo opuesto, lo mismo que en una pila generadora de energía.

IM = -ISO

Obviamente, la velocidad de corrosión del metal viene dada directamente por la velocidad de disolución del metal; por tanto, la intensidad de la corriente de corrosión, Icorr, es igual a la corriente de disolución del metal, IM.

Icorr = IM = -ISO

Comprensión de la corrosión en función de los diagramas de Evans

La mayoría de los factores que afectan a la velocidad de la corrosión se pueden comprender a partir de una superposición gráfica de las curvas de intensidad-potencial para las reacciones de disolución del metal y de electronización. El principio del método de superposición gráfica es claro.

Consideremos la reacción de disolución del metal, Mn+ + ne = M. Cabe construir una curva que represente la variación del potencial de un electrodo, M, con la corriente de deselectronización que atraviesa la interfase electrodo-electrolito tal que así:

Esta curva puede obtenerse de forma experimental o a partir de un conocimiento de los parámetros que determinan la sobretensión asociada con la densidad de corriente de deselectronización. Para una sobretensión de concentración, éste parámetro es la densidad de corriente límite y para la sobretensión de activación, los parámetros son la densidad de corriente de canje y los coeficientes de transferencia. En el mismo diagrama es posible superponer una curva que represente la variación del potencial del electrodo M con la corriente asociada con la electronización de los aceptores de electrones presentes en el electrolito.

La intensidad de corriente para la que se igualan la disolución del metal y la electronización es, en realidad, la corriente de corrosión (ver figura anterior). El potencial correspondiente a la corriente de corrosión es el potencial de corrosión. Cuando solamente se utiliza la magnitud de las corrientes de deselectronización y de electronización en la construcción de las curvas de  en función de I, se obtiene lo que se conoce con el nombre de diagrama de electronización, es decir, I0,M >> I0,SO.

La forma particular del diagrama de Evans que se obtenga depende de las curvas corriente-potencial para las reacciones de disolución del metal y electronización. En las siguientes figuras, se representan algunos de los diagramas más comunes. Se refieren a situaciones en que la corriente de canje para la reacción de disolución del metal es mucho mayor que la correspondiente a la electronización, es decir, I0,M >> I0,SO (figura 11.18 a) o en que I0,SO >> I0,M (figura 11.18 b).

Los diagramas de Evans también sirven para destacar la influencia de las pendientes de Tafel (figura 11.19 a), la influencia de los potenciales de equilibrio (figura 11.19 b), o el efecto del control por transporte de masa sobre la corriente de elctronización (figura 11.19 c).

El efecto de la caída de IR en el electrolíto entre las zonas sumidero de electrones (anódica) y fuente de electrones (catódica) se puede asimismo representar en un diagrama de Evans (figura 11.20), que en este caso pone de manifiesto la desigualdad de la diferencia de potencial metal-disolución entre ambas zonas, es decir, la anódica (o de deselectronización) y la catódica (o de electronización).

Tipos de corrosión

Los tipos de corrosión existentes son prácticamente infinitos, por lo que sólo daremos cuenta de algunos de los ejemplos más corrientes.

Un ejemplo curioso e interesante es el de corrosión por aireación diferencial o corrosión debida a la presencia de oxígeno en diferentes zonas metálicas y en diferentes concentraciones. Muy típico es el ejemplo de una lámina metálica recubierta por una capa de pintura que presenta un poro, con lo que existe una porción metálica expuesta al aire. Lo curioso es que la zona que más se corroe es la zona recubierta por la pintura y no la que no esta recubierta.

La explicación es sencilla: la zona metálica descubierta esta enfrentada a un medio con mayor contenido de oxígeno que la zona cubierta y por tanto tenderá a producirse la reacción de reducción del oxígeno:

O2 + 4H+ + 4e 2H2O

cuyo potencial tenderá hacia valores anódicos al aumentar la concentración de oxígeno.

La reacción de corrosión:

M M+ + e

se producirá precisamente en las zonas en las que el contenido de oxígeno sea menor, es decir, en las zonas recubiertas de pintura.

Un ejemplo de corrosión en los que la disolución en contacto con el metal contiene diferentes cantidades de oxígeno en distintas regiones es el que muestra la siguiente figura:

Muestra el tipo de corrosión que se produce en una superficie de hierro sobre la que existe una gota de agua. La corrosión se dá en el centro ed la gota.

Otro ejemplo de corrosión diferencial es el que presenta una barra de hierro introducida parcialmente en una disolución electrolítica (agua marina), ya que el ataque se produce en la zona inferior, en la que el contenido de oxígeno es menor.

Algunos recubrimientos galvánicos para proteger de la corrosión pueden incluso llegar a incrementarla como mostramos en la siguiente figura:

La extensión de esta corrosión galvánica depende del área relativa de los dos metales.

Un tipo de corrosión sumamente curioso es el causado por la presencia de ciertas bacterias en tierras húmedas que contienen sulfatos y que son capaces de reducir este anión a sulfuro, reacción que sólo puede ocurrir en ausencia de oxígeno. La presencia del anión sulfuro acelera extraordinariamente la velocidad de corrosión del hierro, siendo la reacción catódica el desprendimiento de hidrógeno. Este tipo de corrosión suele denominarse corrosión anaeróbica.

Protección contra la corrosión

Existen tres métodos principales de protección contra la corrosión:

• El primer método de prevención actúa disminuyendo el producto I0,M I0,Cat, y suele denominarse inhibidor de la corrosión. Los compuestos más empleados para este propósito son sustancias orgánicas nitrogenadas, tioureas y sus derivados, aldehidos, etc.

• El segundo método, se basa en hacer que el potencial del metal que se corroe sea igual o menor que su potencial de equilibrio para la reacción de disolución; este método es denominado de protección catódica. Esta disminución de potencial puede lograrse inyectando electrones en el metal, lo cual se hace normalmente de dos formas diferentes.

• El último método consiste en separar al metal del medio ambiente activo por medio de una capa aisladora, depósito metálico, pintura, etc. A este método se le denomina aislamiento del metal. La separación del metal puede lograrse, o bien mediante la utilización de pinuras, termoplásticos, resinas, etc, o empleando otro metal estable o que se pasive con facilidad para formar una película protectora.