Ctm 20 Sdd Corrosio i

8/17/2019 Ctm 20 Sdd Corrosio i

1/46


2/46

C i è n c i a

i T e c n o l o g i a d e M a t e

r i a l s

20/2AUTOR Jordi Llumà

20 – Corrosió I

Índex de la classe

Corrosió i degradació

Corrosió per cavitació

Corrosió

galvànica


3/46


4/46


5/46

C i è n c i a

i T e c n o l o g i a d e M a t e r i a l s


20 – Corrosió I

Índex de la classe

Corrosió i degradació

Corrosió bacteriana

(microbiològica)

Corrosió per erosió


6/46


7/46


8/46

C i è n c i a



20 – Corrosió I

H22H+ + 2e-

Reaccions redox

Reacció de reducció Dissolució àcida amb elevada concentració d’ions hidrogen

Dissolució àcida que conté oxigen dissolt

Dissolució aquosa neutra o bàsica amb oxigen dissolt

Ions metàl·lics presents en la dissolució

2H2OO2

+ 4H+ + 4e-

4(OH)-O2 + 2H2O + 4e-

M(n-1)+Mn+ + e-

MMn+ + ne-


9/46

C i è n c i a



20 – Corrosió I

Reacció redox Reaccions redox

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

2 HCl 2 Cl- + 2 H+

Zn Zn2+

+ 2e-

2 H+ + 2 e- H2

Zn2+ + 2 Cl- ZnCl2

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

Oxidació

Reducció


10/46

C i è n c i a



20 – Corrosió I

Reacció redox

H2 (gas)2H+ + 2e-

Zn Zn 2+ + 2e-

Zn + Zn 2+ + H2 (gas)2H+

Dissolució HCl

Reaccions redox

Metall:Conductor elèctric


11/46

C i è n c i a



20 – Corrosió I

Reacció redox múltiple

En la primera etapa elFe s’oxida a Fe2+

En la segona etapa elFe2+ s’oxida a Fe3+

Fe + 1/2O2 + H2O Fe2++ 2OH- Fe(OH)2

Reaccions redox

Fe(OH)2 + 1/2O2 +H2O 2Fe(OH)3

Metall:Conductor elèctric


12/46

C i è n c i a



20 – Corrosió I

Reaccions redox

Exemple Parts on s’ha format “rovell” (Fe(OH)3)


13/46

C i è n c i a



20 – Corrosió I

Piles electroquímiques


14/46

C i è n c i a

i T e c n o l o

g i a d e M a t e r i a l s


20 – Corrosió I

Coure – Ferro

Potencial estàndard: concentració ions 1M, T = 25 ºC

Fe CuFe 2+

Cu 2+

e-

e-

Cu 2+Fe 2+

ÀNODE CÀTODE

Fe Fe2+ + 2e- CuCu2+ + 2e-

V

Pila galvànica coure-ferro: 0.780 V



15/46

C i è n c i a

i T e c n o l o



20 – Corrosió I

Ferro - Zenc

Potencial estàndard: concentració ions 1M, T = 25 ºC

Zn FeZn 2+

Fe 2+

e-

e-

Fe 2+Zn 2+

ÀNODE CÀTODE

Zn Zn2+

+ 2e-

FeFe2+

+ 2e-

V

Pila galvànica ferro - zenc: 0.323 V



16/46

C i è n c i a

i T e c n o l o



20 – Corrosió I


Potencial d’electrode

• El potencial d'elèctrode no es pot determinar de forma

aïllada i absoluta.

• L’important es la mesura de la diferència de potencial al

conjunt de la reacció redox

• Per això, s’estableix arbitrariament que l’electrode estandarddel hidrògen té un potencial E = 0

ΔE


17/46

C i è n c i a

i T e c n o l o



20 – Corrosió I


Potencial d’electrode

• Els potencials d'elèctrode estàndard es determinen en les

següents condicions: de solut d'1 Molar, pressions de gasd'1 atmosfera, i una temperatura estàndard, que és engeneral 25°C.

• Els potencials estándar es denoten amb el simbol Eº

Concentració de l’ió:

Pressió del gas

Temperatura:

1 M (1 molar)

1 atmosfèra

25 ºC


18/46

C i è n c i a i T e c n o l o



20 – Corrosió I


Elèctrode estàndard d’hidrogen

H2 gas a 1 atmde pressió

Conductorde platí

Electrode

de platí

Semireacció sobre la superficie del platí

Sortida delH2 gas


19/46




20 – Corrosió I


Elèctrode estàndard d’hidrogen


20/46




20 – Corrosió I


Potencials estandard de reducció

Electrode estándar de hidrògen(càtode)

Pont salíZinc(Ànode)


21/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Piles electroquímiques Sèrie de forces electromotriu (FEM)

Sèrie electroquímicaAu3+ + 3e-

⇄ Au

Au3+ /Au +1,42 V

Pt

2+

+ 2e

-

⇄ Pt Pt2+

/Pt +1,20 VAg+ + e-

⇄ Ag Ag+ /Ag +0,799 V

Cu2+ + 2e-⇄ Cu Cu2+ /Cu +0,337 V

2H+ + 2e- H2 2H+ /H2 0,000 V

Pb2+ + 2e-⇄ Pb Pb2+ /Pb -0,126 V

Sn2+ + 2e-⇄ Sn Sn2+ /Sn -0,136 V

Ni2+ + 2e-⇄ Ni Ni2+ /Ni -0,250 V

Cd2+ + 2e-⇄ Cd Cd2+ /Cd -0,403 V

Fe2+ + 2e-⇄ Fe Fe2+ /Fe -0,440 V

Cr 3+ + 3e-⇄ Cr Cr 3+ /Cr -0,740 V

Zn2+ + 2e-⇄ Zn Zn2+ /Zn -0,763 V

Ti2+ + 2e-⇄ Ti Ti2+ /Ti -1,63 V

Al3+ + 3e-⇄ Al Al3+ /Al -1,66 V

Mg+ + 2e-⇄ Mg Mg2+ /Mg -2,37 V

A U G M E N T

D E L P O D E R

R E D U C T O R

A U G M E

N T D E L P O D

E R

O X I D A N

T


22/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Càlcul del potencial estàndard d’una reacció redox.

Establir les semireaccions de reducció

M1n+(1M) + ne- → M1 E10

M2m+(1M) + me-→M2 E20

Canviar el sentit d’una semireacció, igualar els electrons isumar

mM1→ mM1n+(1M) + mne- - E10

nM2

m+(1M) + nme-→ nM2

E2

0

mM1 + nM2n+(1M)→ mM1n+(1M) + nM2 ∆E =E2 - E10



23/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Càlcul del potencial estàndard d’una reacció.

El potencial estándar d’una reacció redox està relacionat

amb l’energia lliure de Gibbs mitjançant l’ecuació:

ΔG0 = es la variació de l’energia lliure de Gibbs de la

reacció redox.

n = Número d’electrons intercambiats en la reacció redox.

F = es la constant de Farady (96485.3 C/mol).

ΔE0 = Potencial estándar de la reacció redox.



24/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Càlcul del potencial estàndard d’una reacció.

Si ΔG0 0)

Si ΔG0 > 0, la reacció es forzada (ΔE0


25/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Càlcul del potencial d’una reacció. Corregint concentració a la semireacció:

M1

n+ + ne- → M1

M2m+ + me-→M2

Girant una semireacció, igualant els electrons i sumant:

mM1→ mM1n+ + mne-

nM2m+

+ nme-→

nM2

mM1 + nM2m+→ mM1

n+ + nM2


n

M F n

T R E E

1

0

11

1ln

m

M F m

T R E E

2

0

22

1ln

mn M F mnT R

E E

1

0

11

1ln

nm

mn

M

M

F mn

T RV V V

2

10

1

0

2 ln

nm M F mn

T R E E

2

0

22

1ln


26/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Equació de Nernst:

• On: – R = constant dels gasos (8.31451 J/K·mol) – T = Temperatura (ºK) – n,m = nombre d’electrons implicats – F = Constant de Faraday (96485.3 C/mol) – [X] = Concentració de l’espècie X


nm

mn

M

M LnF mn

T R E E E

2

10

1

0

2


27/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Equació de Nernst:

Substituint constants i passat a logaritme base 10

Fixant temperatura ambient (25 ºC, 298 ºK)


nm

mn

M

M Log

mn

T E E E

2

140

1

0

2 1098.1

nm

mn

M

M Logmn

V V V

2

10

1

0

2

0592.0


28/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Sèrie galvànica

Sèrie galvànica (NaCl 3%)


Sèrie electroquímica

Pt2+ + 2e- ⇄ Pt Pt2+ /Pt +1,20 V

Ag+ + e-⇄ Ag Ag+ /Ag +0,799 V

Cu2+ + 2e- ⇄ Cu Cu2+ /Cu +0,337 V

Pb2+ + 2e- ⇄ Pb Pb2+ /Pb -0,126 V

Sn2+ + 2e-⇄ Sn Sn2+ /Sn -0,136 V

Ni2+ + 2e-⇄ Ni Ni2+ /Ni -0,250 V

Cd2+ + 2e- ⇄ Cd Cd2+ /Cd -0,403 V

Fe2+ + 2e- ⇄ Fe Fe2+ /Fe -0,440 V

Cr 3+ + 3e-⇄ Cr Cr 3+ /Cr -0,740 V

Zn2+

+ 2e-

⇄ Zn Zn2+

/Zn -0,763 VTi2+ + 2e-

⇄ Ti Ti2+ /Ti -1,63 V

Al3+ + 3e- ⇄ Al Al3+ /Al -1,66 V

Mg+ + 2e- ⇄ Mg Mg2+ /Mg -2,37 V


29/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Sèrie galvànica


C ó


30/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Velocitat de corrosió

20 C ió I


31/46


g i a d e M a t

e r i a l s


20 – Corrosió I

Velocitat de penetració de la corrosió (VPC)

• W : massa perduda• t: temps d’exposició• : densitat• A: àrea de la mostra

• k: constant


t A

W k VPC

20 C ió I


32/46




20 – Corrosió I

Velocitat molar de corrosió ( r)

Es defineix a partir del corrent elèctric.

On

• n: nº d’electrons• i: densitat de corrosió

• F: constant de Faraday


F n

ir

20 C ió I


33/46




20 – Corrosió I

Polarització

20 Corrosió I


34/46

C i è n c i

a i T e c n o l o



20 – Corrosió I

Polarització

Definicions

Polarització:

• Variació del valor de cada potencial d'elèctrode.

Sobrevoltatge ():

• Magnitud amb la què es determina la variació de cadapotencial.

Tipus de polarització:• Polarització d’activació• Polarització per concentració

20 Corrosió I


35/46

C i è n c i

a i T e c n o l o



20 – Corrosió I

Zinc

Polarització d’activació

L’etapa més lenta limita corrent

• Adsorció dels ions H+

a lasuperfície del Zn

• Transferència d’electrons

• Combinació àtoms d’H

• Coalescència demolècules d’hidrogen

(formació de bombolles)

H

H

e –

2

e – 2

H2

3

3

H24

H2

H2

H2

Polarització

HH+ + e-

H22H

20 Corrosió I


36/46

C i è n c i

a i T e c n o l o



20 – Corrosió I


Polarització

0i

i Loga

20 Corrosió I


37/46

C i è n c i

a i T e c n o l o



20 – Corrosió I

Current density(logarithmic scale)

O v e r v o l t a g e , a

( V )

0.001

+0.1

0.01 0.1 1 10 100 1000

0

+0.2

–0.1

–0.2

–0.3

i0 (H2/H+)

H 2

2 H + +

2 e –

H 2

2 H + + 2

e –

–

+


H22H+ + 2e-r

red

H2

2H+ + 2e-r oxid

r red r oxid=

= io

nFr red r oxid=

Polarització

20 – Corrosió I


38/46

C i è n c i

a i T e c n o l o



20 – Corrosió I

Polarització per concentració

Polarització

H

+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

H+

H

+

H+

H+

Cathode

H+

Depletion

zone

Cathode

H+

H

+

H+

H+

H+

H

+

H+

H+

H+

20 – Corrosió I


39/46

C i è n c i

a i T e c n o l o



20 – Corrosió I

Log current density, i

iL0

+

– O v

e r v o l t a g e ,

c

Polarització per concentració

Polarització

20 – Corrosió I


40/46

C i è n c i

a i T e c n o l o



20 Corrosió I

Polarització d’activació + per concentració


iL

i0

0

+

–

O v e r v o l t a

g e ,

Activationpolarization

Concentration

polarization

Polarització

20 – Corrosió I


41/46




20 Corrosió I

Polarització

Passivació


E l e c t r o c h e m i c a l p o

t e n t i a l , V

Transpassive

Passive

Active

V (M/M2+ )

M

2 +

-

+ 2 e

M

i0 (M/M2+ )

20 – Corrosió I


42/46




20 Corrosió I

Cinètica de corrosió amb polarització

20 – Corrosió I


43/46




20 Corrosió I

Zn Zn

2+

+ 2e

-

H22H+ + 2e-


Cinètica de corrosió amb polarització d’activació

Current density, (A/cmi 2)

E l e c t r o c h e m i c a l p o t e n t i a l ,

( V )

V

10

– 12

10

– 10

10

–8

10

–6

10

–4

10

–2

1

–1.0

–0.8

–0.6

–0.4

–0.2

0

+0.2

+0.4

i0 (H+/H2)

iC

V (H +/H2)

Z n 2 +

+ 2 e

–

Z n

H 2

2 H + + 2

e –

VC

V (Zn/Zn2+)

i0 (Zn/Zn2+)

20 – Corrosió I


44/46





E l e c t r o c h e m i c a l p o

t e n t i a l , V iC

VC

V (H+/H2)

iL

i0 (M/M2+ )

i0 (H+/H2)

V (M/M2+ )

W.D. Callister “Fundamentals of Materials Science and Engineering”, p S-220


Cinètica de corrosió amb polarització per concentració

20 – Corrosió I


45/46





Cinètica de corrosió amb passivació

E l e c t r o c h e m i c a l p o t e n t i a l , V


i0 (1) i0 (2)

i0 (M/M2+ )

iC (B) iC (A)

B

A

1

2

W.D. Callister “Fundamentals of Materials Science and Engineering”, p S-223

20 – Corrosió I


46/46




Properes classes

Tema 5. Propietats químiques. Corrosió i degradació Corrosió II

• Callister:

– Tema 18: 7-10 Problemes a resoldre:

• Callister: 18.5, 18.6

Tema 6. Propietats elèctriques Conducció elèctrica

• Callister: – Tema 19: 1-13

Ctm 20 Sdd Corrosio i

Documents