1.             CORROSIÓN

Corrosión: Es  la interacción de un metal con el medio que lo rodea, produciendo el consiguiente deterioro en sus propiedades tanto físicas como químicas. Las características fundamentales de este fenómeno, es que sólo ocurre en presencia de un electrólito, ocasionando regiones plenamente identificadas, llamadas estas anódicas y catódicas: una reacción de oxidación es una reacción anódica, en la cual los electrones son liberados dirigiéndose a otras regiones catódicas. En la región anódica se producirá la disolución del metal (corrosión) y, consecuentemente en la región catódica la inmunidad del metal.

La corrosión en la vida diaria: La corrosión de los metales constituye una de las pérdidas económicas más grande de la civilización moderna. La rotura de los tubos de escape y silenciadores de los automotores; el cambio continuo de los serpentines de los calefones domésticos; roturas de los tanques de almacenamiento y tuberías de conducción de agua; el derrumbe de un puente; la rotura de un oleoducto que transporta crudo, son algunas de las consecuencias de los procesos corrosivos en metales.

2.             CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA DE LOS METALES

·         Reacciones de Oxidación – Reducción: Las reacciones de óxido – reducción son muy comunes en la vida cotidiana, de hecho algunas reacciones muy importantes como la combustión de hidrocarburos y la oxidación de los metales son reacciones redox. La mayoría de los metales se obtiene a partir de los minerales por reacciones de oxidación o reducción.

Si consideramos la formación de un óxido de un metal como el de magnesio se tiene:

Zn  + 2HCl →  ZnCl₂ + H₂

Se simplifica escribiéndose de forme iónica, omitiendo los iones de cloruro:

Zn+ 2H  → Zn + H₂

Esta reacción puede desdoblarse en dos semi-reacciones. En una de ellas una de las especies (en este caso el Zn) pierde electrones, en la otra, el hidrogeno gana electrones.

La oxidación es la semi - reacción en la que los electrones se pierden, es decir que el Zn aumenta su número de oxidación pasando de 0 a +2 (esto representa la pérdida de 2 electrones por cada magnesio).

La reducción es la semi - reacción en la los electrones se ganan, en este caso el hidrogeno gana1 electrones por cada átomo pasando su número de oxidación de 0 a -1.

Si se plantea la reacción anterior como las dos semi-reacciones se tiene:

Zn    →     Zn⁺²  + 2 e^-   oxidación (pérdida de electrones)

2H + 2 e^-      →     H₂    reducción (ganancia de electrones)

El Zn se oxida mientras actúa como reductor porque dona  electrones que hacen que el hidrogeno se reduzca, hidrogeno se reduce mientras actúa como agente oxidante provocando la oxidación del Zn.

·         Electrodo Estándar De Potencial De Media Celda Para Metales: Para evaluar los potenciales de las semi reacciones, se adoptan condiciones estándar de reactivos y productos y se comparan con el potencial estándar del electrodo normal de hidrógeno al que se atribuye el valor de 0,00 voltios.

Todos los potenciales se refieren al E.N.H.

·         Las especies disueltas son 1 M

·         Las especies poco solubles son saturantes

·         Los gases están bajo presión de 1 atmósfera

·         Cualquier metal presenta conexión eléctrica

·         Los sólidos están en contacto con el electrodo

3.             CELDA GALVÁNICAS

Celda galvánica o voltaica es aquella en la que una reacción química espontánea genera una tensión eléctrica. Para lograrlo, uno de los reactivos debe oxidarse y otro reducirse simultáneamente. No debe haber contacto entre ambos, pues de lo contrario, los electrones fluirían directamente del agente reductor al agente oxidante. Por tanto, el agente reductor y oxidante debe estar físicamente separado y unido solamente por una conexión eléctrica, de forma que los electrones estén forzados a circular por un circuito externo para ir de un reactivo al otro (del reductor al oxidante).

Consideremos una pila que implique la reacción:

Zn(s) + Cu2+ . Cu(s) + Zn2+

Cuyas semireacciones son:

Zn(s) . Zn2+ + 2e- (ox)

Cu2+ +2e- . Cu0 (red)

La celda galvánica consiste en dos vasos de reacción, uno de los cuales contiene una solución de Cu2+ y una varilla de Cu y, el otro, una disolución de Zn2+ y una varilla de Zn. Ambos recipientes se encuentran unidos entre si mediante un puente salino o tabique poroso que contiene KCl o NO3NH4. La finalidad de este puente salino es asegurar el contacto eléctrico entre las disoluciones de electrolitos evitando su contacto físico. Cada uno de los recipientes que forman una celda galvánica se denomina semi celda o semi pila.

Si cerramos el circuito a través de un amperímetro, se observa el paso de una corriente eléctrica. La varilla de zinc empieza a disolverse y los iones cobre(II) se deposita sobre la varilla de cobre como cobre metálico. La solución de Zn2+ se hace más concentrada y la solución de Cu2+ más diluida. La corriente eléctrica fluye de la varilla de Zn a la varilla de Cu. En el vaso de Zn es donde ocurre la oxidación por lo que, su disolución quedaría cargada positivamente perdiendo la electro neutralidad. Para evitar esto, se establece un flujo aniónico en el puente salino que descarga aniones en el vaso de Zn, motivo por el cual se denomina ánodo (donde ocurre la oxidación). En el vaso de Cu ocurre la reducción por lo que, su disolución iría perdiendo progresivamente cargas positivas por lo que el puente salino descarga cationes en el para no perder la 8 electro neutralidad. Por este motivo se denomina cátodo. Luego la semicelda de Zn es el ánodo y la de Cu es el cátodo. Los dispositivos que unen disoluciones con el circuito eléctrico externo (las varillas de Cu y Zn) y en cuya superficie se produce el intercambio de electrones se llaman electrodos. El puente salino consiste en un tubo de vidrio curvado en forma de U, conteniendo una disolución concentrada de electrolito inerte que no experimenta modificación alguna en el proceso redox (electro activamente inertes). No se mezcla con las disoluciones de Zn2+ y Cu2+, permitiendo en cambio el tránsito de los iones SO4 2^- de una a otra disolución, lo que hace posible el mantenimiento de la neutralidad eléctrica en ambos compartimentos.