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CIDEAD. 2º BACHILLERATO. Tecnología Industrial IItema 14º .- La oxidación y la corrosión.

Desarrollo del tema.

1. Introducción.

2. La oxidación : velocidad de oxidación y su protección.

3. La corrosión. Concepto.

4. Las reacciones electroquímicas.

5. Potenciales normales de electrodo.

6. El efecto de la concentración en los potenciales de electrodo.

7. Las celdas galvánicas en la corrosión.

8. La velocidad de la corrosión.

9. Los tipos de corrosión.

10. El control de la corrosión.

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1. Introducción.

Un uso continuado de los materiales así como la acción del medio ambiente, puede provocaren ellos diferentes alteraciones en sus propiedades.

Cuando los materiales son los plásticos, por la acción de la luz solar o a elevadatemperatura, se produce un efecto de envejecimiento como consecuencia de la alteración de losenlaces poliméricos y por ende, una alteración de las propiedades mecánicas.

Los metales, en contacto con un medio ambiente húmedo o en un ambiente ácido ocorrosivo, como puede ser el agua del mar, sufren efectos de oxidación y corrosión, pudiendomodificar severamente sus propiedades físicas y mecánicas influyendo muy negativamente en laeconomía de los países, ya que las medidas para paliar los efectos son económicas y acarrean uncoste elevado

2. La oxidación : velocidad de oxidación y su protección.

La oxidación es una reacción química mediante la cual un elemento (metal) se combina conel oxígeno para dar lugar al óxido correspondiente. En estas condiciones se produce energía enforma de calor (reacción exotérmica), o por el contrario, es necesario el aporte de energía paraconseguir que se verifique la reacción, constituyendo un proceso endotérmico. Los metales nobles(Au, Ag, Pt) poseen unos calores de oxidación endotérmicos o exotermicos muy pequeños.

El calor de reacción a presión constante, recibe el nombre de entalpía (Δ Ho ) a 25º C y 1 at.de presión. Debido a la facilidad de oxidación de los diferentes elementos, hace que los metalesnormalmente se encuentren en la naturaleza como óxidos, silicatos, aluminatos, etc.

En la siguiente tabla se expresa la entalpía de oxidación para los diferentes metales

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Además de la termodinámica de una reacción, es necesario conocer su cinética, ya que lavelocidad de oxidación es fundamental para conocer la vida útil de los equipos industriales. Segúnla tabla de velocidades, no se corresponden los perfiles termodinámicos con la velocidad deoxidación. Así, en la siguiente tabla, se aprecia el tiempo que transcurre para que un metal se oxidehasta la profundidad de 0.1 mm. a la temperatura 0.7 veces la de su fusión.

Según esta tabla, tarda más tiempo en oxidarse el Al que el Fe, aunque las entalpías deoxidación, nos dice que es mayor la del aluminio que la del hierro. Por lo tanto, en la velocidad dereacción, influyen otras características diferentes a las termodinámicas.

Los fenómenos de oxidación están ligados a las reacciones redox, es decir, una especie seoxida y otra se reduce.

En un metal divalente, (Mg, Ca, Fe, Cd, etc), la reacción de oxidación es la siguiente:

M + ½ O2 M O

– Oxidación (pérdida de electrones) : M M2+ + 2 e-

– Reducción (ganancia de electrones): ½ O2 + 2 e- O2-

Cuando un metal se oxida, lo hace más o menos rápidamente, de acuerdo al valor desu entalpía de oxidación, depositándose el óxido en la superficie del metal, protegiéndolo de ulterioroxidación. Para que la oxidación progrese es necesario estas dos condiciones:

Que el catión metálico M+2 junto con los dos electrones atraviesen por difusión la capa deóxido, produciéndose la reducción del oxígeno en la interfase óxido-atmósfera(difusióncatiónica).Que los dos electrones atraviesen por difusión la capa de óxido y, una vez producida lareducción del oxígeno, los iones O2- atraviesan de nuevo en sentido contrario, originándosela reacción de oxidación en la interfase metal-óxido (difusión anódica).

Para que la oxidación continúe, es necesario que exista una difusión entre la capa de óxido,originando una capa protectora.

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El efecto protector de la capa de óxido será tanto mayor como mayor sea:

a. Mejor sea la adherencia de la capa de óxido al metal.b. Más elevado sea el punto de fusión del óxido.c. Menor sea la fragilidad del óxido.d. Menor sea la conductividad eléctrica del óxido.e. Más se oponga la capa de óxido a la difusión de los iones metálicos y de oxigeno.

Además influye la llamada relación Pilling-Bedworth, que es el cociente entre el volumen deóxido formado y el volumen de material consumido en la oxidación:

Relación P.B. = Volumenóxido

Volumen material consumido

Cuando P.B. < 1 (metales alcalinos) el volumen del óxido será menor que el materialconsumido y la cubierta protectora se agrietará.

Cuando P.B. > 1 (caso del Fe), el volumen del óxido es mayor que la del metalconsumido, lo que producirá un esfuerzo de compresión el óxido que provocará su rotura.

Cuando P.B. = 1 , la capa de óxido actúa como capa protectora del metal.

Una forma de determinar la velocidad consiste en determinar la ganancia en peso por unidadde área (w) en función del tiempo.

La velocidad de oxidación depende de la temperatura y de la presión de oxigeno en laatmósfera oxidante. A mayor temperatura la oxidación es mayor, puesto que la difusión de los ionesaumentan. A mayor presión de oxigeno mayor será la velocidad de oxidación, ya que la difusión delos iones O2- es mayor.

Los materiales se oxidan con una velocidad de oxidación, en unas condiciones dadas detemperatura y presión de oxígeno, siguiendo un comportamiento lineal o parabólico:a. Lineal.- La ganancia en peso por unidad de área viene representada por la expresión:

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w = kL . t , siendo kL una característica del material ( W, Mo, K, Ta, Nb,Ti . Este comportamiento lo tienen los óxidos porosos o bien que su P.B. sea baja o bien alta. Lavelocidad de oxidación no se ve influenciada por la presencia de capa de óxido, que se agrieta o sedesprende.

La velocidad de la ganancia de peso es independiente del tiempo. En el caso del Mo y el W,KL es negativa al ser sus óxidos ( Mo O3 y W O3 ) volátiles, perdiendo peso. Este caso se conocecomo oxidación destructiva.b. Parabólica.- La ganancia en peso por unidad de área sigue la siguiente ecuación:

w2 = kp . tdonde kp es una constante de cada material. Los metales que

presentan este comportamiento son el Fe, Ni, Co, Cu, Al o Si) .

Las velocidaddes de oxidación siguen la ley de Arrhenius. La constantes kL o kp , lasconstantes cinéticas aumentan con la temperatura:

kL = AL . e−QlR.T

kp = Ap e−QpR.T

Siendo AL y Ap la molecularidad ( depende del material) y QL y QP , las energías deactivación y dependen del material.

Para conseguir la protección de un material contra la oxidación, se recurre a :1. Aleación. El hierro dulce es muy fácil de oxidar por lo que se alea con Cr, Si, Al, que

posean una energía de oxidación mayor que la suya y cuya velocidad de oxidaciónsea menor. Primero se obtiene el óxido del material aleado con lo que ralentiza laconsecución de la oxidación. El mejor elemento que se debe alear es el Cr. Estefenómeno constituye la fabricación de los aceros inoxidables.

2. Recubrimientos superficiales, como el dorado o el cromado .

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3. La corrosión. Concepto.

Cuando la oxidación es agresiva, en un ambiente húmedo o con la presencia de sustanciasagresivas para un material en concreto, tiene lugar la corrosión. La capa de óxido protectora no seforma pues se disuelve en un medio húmedo y agresivo, por lo que la oxidación se extiende portodo el material, provocando su práctica destrucción.

Las reacciones en ambiente húmedo se deben a reacciones electroquímicas.

4. Las reacciones electroquímicas.

Las reacciones electroquímicas son reacciones de oxidación-reducción, que tiene lugarcuando las dos especies, el oxidante y el reductor, se ponen en contacto mediante un medio acuosoo electrolito.

La especie que se oxida (pierde electrones) es el reductor.La especie que se reduce(gana electrones) es el oxidante.

Cuando un metal como el Zn se pone en contacto con una disolución de sulfato de cobre (II)en disolución acuosa, tiene lugar la siguiente reacción :

Zn + Cu S O4 Cu + Zn S O4

La reacción iónica será la siguiente:

Zn(S) + Cu2+(aq) Zn2+ (aq) + Cu(S)

La semirreacción de oxidación : Zn Zn2+ + 2 e- ( Ánodo)

La semirreacción de reducción : Cu2+ + 2 e- Cu (Cátodo)

Estas dos semirreacciones, tienen lugar en un medio acuoso, separando los dos electrodosmediante un tabique poroso o un puente salino, que únicamente permite el paso de iones sulfato. Elpuente salino es un tubo de vidrio en forma de U invertida, conteniendo una disolución concentradade un electrolito inerte (K Cl, K N O3, NH4 NO3 ).

En la pila de Daniell, los electrones circulan en el circuito exterior desde el ánodo(polonegativo) al cátodo (polo positivo). Los iones circulan por la disolución en sentido contrario: elCobre se reduce y deposita en el cátodo, y el cinc se oxida.

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5. Potenciales normales de electrodo.

En la pila Daniell, el Cu posee un potencial de electrodo positivo frente al Zn. . Según estolos diferentes metales se oxidarán o reducirán dependiendo frente a los que se encuentre. Paraordenar este carácter, se recurre a establecer un potencial normal ( a 25º C y 1 at de presión) que sele asigne el valor cero. Este es el electrodo de hidrógeno que se deposita sobre Pt.

2 H+ + 2 e- H2 (Pt)

Para construir este electrodo, se recurre en construir una lámina de Pt recubierta de negro deplatino, introducida en un tubo de vidrio por cuyo interior se hace burbujear hidrógeno gaseoso a lapresión de 1 at. de presión y 25º C de temperatura y sumergida en una disolución en la que laconcentración de H+ sea de 1 M.

Los potenciales normales negativos son los metales reductores y los potenciales positivosson los elementos oxidantes.

A continuación se especifica la tabla normal de potenciales de eletrodos :

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Eopila = Eo

catodo - Eoánodo

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6. El efecto de la concentración en los potenciales de electrodo.

Cuando la concentración de los electrodos son diferentes a la unidad molar , laconcentración interviene muy directamente en el valor del potencial de electrodo. Para estudiar esteinflujo, Nerst obtuvo la siguiente ecuación:

E = Eo - 2,303R.Tn.F

lg K

E , es el potencial normal de electrodo, y Eo es el potencial normal.

R = 8,31 (J/molºK) ; T es la temperatura absoluta.

F es la constante de Fareday que representa la carga de 1 mol de electrones = 96500 C

K es la constante de equilibrio de la reacción:

a A + b B c C + d D

K = Cc .Dd

Aa. Bb

Este es el fundamento de las pilas de concentración.Para realizar un ejemplo, consideremos dos electrodos de hierro, uno de ellos sumergido en

una concentración de 0,001 M de iones Fe2+y el otro en una disolución de Fe2+ de 0,1 M Supongamos que la pila se forma :

Ánodo CátodoFe0 / Fe2+ (0,1 M) // Fe2+ (0,001 M) / Fe0

Potencial normal de electrodo E(Fe2+/ Fe0 ) = -0,4402 V

ECátodo = E0 - R.Tn.F

ln [Fe0

]

[Fe+2]

= - 0.4402 - 8,31.2982.96500

ln1

0,001

EÁnodo= E0 - R.Tn.F

ln [Fe0

]

[Fe2]

= - 0.4402 - 8,31. 2982.96500

ln1

0,1

E = ECátodo -Eánodo = - 8,31. 2982.96500

ln1

0,001+

8,31. 2982.96500

ln1

0,1=-

8,31. 2982.96500

( 6,907

-2,302) = -0,059 V , por lo que la reacción será inversa: la concentración menor de Fe formará elánodo y la concentración mayor de hierro el cátodo.

La reacción será : Cátodo, reducción, la concentración de Fe = 10-1 M

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Ánodo, oxidacción, la concentración del Fe = 10-3 M

La E de la pila será =Cátodo-Ánodo = +0,059 V

El coeficiente R.Tn.F

toma el valor de 0,05915n

, cuando se trabaja con logaritmos

decimales.

Cuando el electrodo de Fe se sumerge en una disolución más diluida, se comportará comoánodo. El Fe se oxidará y las concentraciones de Fe2+ en las dos disoluciones tenderán a igualarse.

En la pila voltáica siguiente:

Fe / Fe2+ // O2 (Fe) /OH-

Los potenciales normales de electrodo son los siguientes:

Fe2+ / Fe = -0.4402 VO2 / OH- = + 0.401 V

La reacción de oxidación (Ánodo) Fe Fe2+ + 2 e-

La reacción de reducción(Cátodo) O2 + 2 H2 O + 4 e- 4 OH-

El potencial normal de electrodo de la pila será :

Eo = Eocatodo – Eo

ánodo = 0.401 - (-0.4402)= +0.8412 V

El oxígeno se disuelve en la disolución introduciéndose a presión elevada. Una elevadaconcentración de oxígeno se comportará como cátodo, explicándose que la oxidación se acelere enlas zonas donde existe pequeña concentración de oxígeno(roturas resquebrajamientos, etc)

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7. Las celdas galvánicas en la corrosión.

Las reacciones electroquímicas estudiadas hasta ahora, la separación de las dossemirreacciones se realizaba mediante un tabique poroso o puente salino. Cuando se pone encontacto dos electrodos en un medio acuoso ocurrirá lo siguiente:

Electrodo de Fe ; potencial de electrodo Fe2+/Fe = -0.440 V

Electrodo de Cu ; potencial de electrodo Cu2+/Cu = +0.337 V

Según esto, el Fe se oxidará en el ánodo : Fe Fe2+ + 2 e-

En el cátodo tendrá lugar la reducción: Cu+2 + 2 e- Cuo

Como solamente existe H2 O con algo de ácido en la disolución, la única reacción posibleserá:

2 H+ + 2 e- H2

En el caso que, además, en la disolución acuosa existiera un agente oxidante la reaccióncatódica será:

O2 + 4 H+ + 4 e- 2 H2 O

En el caso de que exista disuelto oxígeno y la disolución es neutra o básica:

O2 + 2 H2 O + 4 e- 4 OH-

En este último caso se producirá la reacción global :

2 Fe + O2 + 2 H2 O 2 Fe ( OH )2

El precipitado de hidróxido de hierro (II) (verde) se transforma en Fe(OH)3 de colorpardo rojizo, de una forma espontánea.

La corrosión del hierro se produce de todas formas, al no existir cationes metálicos endisolución.

En el caso de los metales y aleaciones se han encontrado pilas galvánicas microscópicas, porla diferente composición y estructura de las sustancias que las componen. La corrosión se originacomo consecuencia de las impurezas y las fronteras intragranulares. Un mayor desorden estructuralsupone un comportamiento diferente aumentando la tendencia a oxidarse o reducirse en

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comparación con la zona limítrofe.

8. La velocidad de la corrosión.

El potencial de electrodo da información acerca de la tendencia de un elemento a corroerse.Para saber la cantidad de elemento que sufre corrosión(se disuelve) en el ánodo o se deposita en elcátodo, se debe aplicar la ley de Fareday:

m = I.t.Peq.F

= J.A.t.P eq.

F,

Siendo I, la intensidad de corriente en Amperios.t el tiempo en segundos.Peq. , el peso del equivalente = M/nº electrones intercambiadosF. el número de Fareday = 96498 C.J es la densidad decorriente.A es la sección del electrodo.

El análisis práctico de la corrosión de una sustancia se expresa como la masa que se pierdede dicha sustancia por unidad de tiempo y por unidad de superficie expuesta a la atmósferacorrosiva, expresándose el resultado en mg/dm2 y día : mdd.

También se puede especificar la velocidad de corrosión como la profundidad del materialperdido por unidad de tiempo . En este caso la velocidad se expresa en mm/año.

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9. Los tipos de corrosión

Se pueden distinguir según sus efectos,los siguientes tipos:

Corrosión uniforme.- Es una reacción electroquímica que actúa uniformemente en toda lasuperficie, disminuyendo su sección gradualmente. Se controla este tipo de corrosiónmediante coberturas protectoras, inhibidores o protección catódica.Corrosión galvánica.- Tiene lugar cuando dos elementos que poseen diferente potencialnormal de electrodo, se ponen en contacto. Es importante la relación que exista entre laszonas anódicas y catódicas. Si el área catódica es muy grande frente la anódica la situaciónes peligrosa acelerándose el proceso de la corrosión.Corrosión por picadura.- Es una ataque puntual, agresivo y difícil de detectar puesto que aveces se oculta y ocasiona fallos estructurales inesperados. Este tipo de corrosión se originalentamente y avanza a considerable velocidad. Normalmente comienza en los lugares dondeexisten impurezas, originándose en las zonas inferiores de las estructuras y avanza porgravedad..Corrosión por grietas.- Se presenta en hendiduras y bajo las superficies protegidas donde seencuentran la soluciones estancadas. En remaches, pernos, tornillos, juntas, etc, es muycomún observar este tipo de corrosión. En estos casos se introduce el líquido oxidante yposteriormente permanece estancado. Desde el punto de vista técnico, es mejor unir dospiezas por soldadura que unirlas mediante tornillos o remaches y usare juntas de plástico(teflón).Corrosión intragranular.- Los límites de grano de un material metálico son especialmentesensibles a la corrosión; en este caso, disminuye la resistencia del material. Así por ejemplo,si las piezas de acero inoxidable se sueldan, se produce una alteración : la corrosión porsoldadura. Para explicar este fenómeno, hay que tener en cuenta que en los límites de lasoldadura, el cromo (Cr) que se alea con el acero, forma el carburo de cromo ( Cr4 C3), porque en estos límites , el acero inoxidable se encontrará desprotegido y se oxidará y disolverámás rápidamente. Para evitar este fenómeno, se añaden estabilizantes como son el Ti y elNb.

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Corrosión bajo tensión.- Si en determinadas atmósferas, se somete a una estructura amayores esfuerzos de tracción, provoca una fatiga del material, creciendo la rotura con eltiempo. En el caso de que esta estructura sea superficialmente grande, se produce a la largala fractura del material, apareciendo esta rotura a tensiones inferiores al límite elástico. En elcaso de las aleaciones de Al o de acero, producen este tipo de corrosión a baja tensión en elagua del mar por la presencia de Cl- ; los latones (aleación Cu-Zn) lo experimentan endisoluciones amoniacales. La tensión varía con el tiempo de acuerdo a la siguiente gráfica:

En el caso de los aceros, existe una resistencia a la tensión por debajo de la cual no seproduce el fallo estructural; en ocasiones un conformado plástico, el tratamiento térmico o lasoldadura, pueden originar tensiones que provoquen la corrosión a baja tensión. En el casode que el material se vea sometido a fatiga elástica, los efectos observados son mucho másgraves que en el caso de que el material se encuentre en situación estática.Corrosión erosiva.- Se produce una corrosión por los desgastes provocados por la fricciónde las superficies de dos materiales diferentes, ya que esta fricción origina partículas deóxido actuando como abrasivo en las superficies de contacto( los materiales pueden sersólidos o líquidos a alta velocidad) Cuando los líquidos circulan por una tubería a granvelocidad se producen burbujas de vapor o de aire que actúan como partículas abrasadorasen la superficie de las tuberías.Corrosión selectiva.- Se produce cuando se elimina un elemento por corrosión dentro de unaaleación. Por ejemplo en el desincincado del latón, convirtiéndose el Zn en el óxidocorrespondiente y manteniendo al cobre dentro de la estructura, dando lugar a un latónesponjoso y quebradizo.

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10. El control de la corrosión.

Para controlar la corrosión, se debe de sustituir el elemento corroído. Se recurre a lossiguientes métodos:

a. Selección de materiales.- Se deben de seleccionar aquellos materiales que seanresistentes a la corrosión, utilizando los aceros especiales o materiales cerámicos resistentes.

b. Los recubrimientos.- Pueden ser :

1.Metálicos. Se aplican finas capas metálicas resistentes a la oxidación, utilizando ánodosde sacrificio, como por ejemplo el acero galvanizado(recubierto de Zn). El cinc se puededepositar como una fina capa sobre el acero (espesor 10 μm) mediante la inmersión del cincfundido o por electrodeposición. La hojalata se recubre de estaño Eo

Fe = -0.440 V y el EoSn =

-0.136 V. En atmósferas rica en oxígeno, el Fe se oxidará a Fe2+; en atmósferas pobres enoxígeno(en el interior de las latas de conserva); el Sn se oxida a Sn2+ originándose salesdivalentes de estaño que no son tóxicas.Los recubrimientos metálicos pueden ser:

a. Electrolíticamente.- Se denomina galvanoplastia. Se utiliza una corriente eléctricacontinua de 100 V e intensidad de 10000 A. Sirve para la reproducción de objetosmetálicos.b. Por inmersión en caliente.- Mediante inmersión en metal fundido. Se utiliza técnicasde estañado(Sn), galvanizado(Zn) , aluminización(Al), plombeado(Pb). c. Por difusión o cementación.- Formando una aleación superficial de metal derecubrimiento con el metal base a temperatura elevada de 400º a 2500º C. Los metalesrecubiertos pueden ser de cromo, aluminio, boro o cinc.

2. Recubiertos inorgánicos.- Constituyen los aceros vidriados, utilizados en laindustria química. El acero se recubre con una fina capa de vidrio.

3. Recubrimientos orgánicos.-Usando pinturas, barnices, o polímeros orgánicos. Elacero galvanizado no se deben pintar puesto que un arañazo la corrosión es más rápida.Los recubrimientos plásticos no producen electricidad, resisten la corrosión y sonflexibles. Se utiliza el PVC, poliamidas, resinas, etc.

El diseño de las piezas, permiten minimizar la corrosión. Para ello se recurre:Las uniones deben de ser mediante soldadura que se prefiere a los remaches.Se usan materiales similares desde el punto de vista galvánico para evitar contactoeléctrico entre los materiales.No diseñar elementos con ángulos pronunciados. Por ejemplo tuberías por donde fluyelíquidos a altas velocidades. Se evita la corrosión por erosión y por la existencia depuntos calientes.Hay que tener en cuenta la sección que se expone a la corrosión en atmósferas

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corrosivas.Los tanques que se utilizan para depositar sustancias corrosivas han de tener desagüespara su mejor limpieza.Se debe facilitar la inspección para comprobar el avance de la corrosión.

La alteración del entorno.Si la corrosión se produce por un ataque térmico del entorno, bastará una modificación delmedio ambiente para modificar la tendencia. Por ello:

▪ Al diminuir la temperatura, disminuye la velocidad de corrosión. Como alteración aesta norma se encuentra el caso del agua del mar que es más corrosiva a temperaturabaja.

▪ Cuando disminuye la velocidad del fluido corrosivo en una tubería disminuye lavelocidad de corrosión.

▪ La corrosión disminuye al disminuir la concentración de oxígeno.▪ La velocidad de corrosión disminuye cuando la concentración de iones disminuye.

Así se estudia la acción de los iones cloruro sobre sobre los aceros inoxidables.▪ La velocidad de corrosión disminuye añadiendo inhibidores (catalizadores de

retardo) o inhibidores de absorción (formando una película protectora). Losinhibidores deoxidantes eliminan oxígeno de la disolución.

Protección Catódica.Dado que en el cátodo se produce una reducción, se intentará que la pieza a proteger seuse como cátodo, para que no sufra corrosión.Cuando la estructura a estudiar es el acero, las reacciones que tienen lugar son lassiguientes:

Fe Fe2+ + 2 e-

2 H+ + 2 e- H2

En el caso de que se suministre electrones al proceso de forma continua, la reacciónde oxidación se detendrá

El suministro de los electrones puede ser :• Protección catódica por corriente impresa.- Para ello se usa una corriente continua externa

usando un rectificador unido a la red eléctrica y obteniéndose corriente DC . El polo + de lacorriente se conecta a un ánodo consumible (chatarra de hierro) o a un electrodo inerte (Tirecubierto de Pt) . Estos últimos , aunque no se necesita reemplazar, son más caros y elpotencial de utilización es más elevado.

• Protección catódica por ánodo de sacrificio. Se consigue mediante un acoplamientogalvánico con otro material anódico respecto al acero. Para ello se utiliza el Mg por elpotencial de reducción tan bajo y también el Zn o el Al. El medio entre el ánodo y el cátododebe de estar húmedo y ser conductor. Si tuviese una alta resistencia la I disminuiría y lapieza estaría desprotegida. Los ánodos de sacrificio hay que sustituirlos cada cierto tiempo. Se utiliza en tuberías o depósitos bajo tierra. Protección anódica.- Consiste en la producción de películas protectoras pasivas en lassuperficies de los metales. En la oxidación, se forman películas de óxido que sonautoprotectoras de forma natural. Se forman estas películas autoprotectoras en el caso de lacero inoxidable, el Aluminio, el Titanio, Níquel, y muchas aleaciones.La capa pasiva en el elemento que se quiere proteger será el ánodo para ello es necesarioaplicar una densidad de corriente elevada. Para que se mantenga la protección una vez

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formada la capa de óxido, será necesaria una densidad de corriente de baja intensidad.

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