Table Of ContentUNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA
FACULTAD DE INGENIERÍA
DEPARTAMENTO DE INGENIERÍA QUÍMICA
CENTRO DE EXTENSIÓN ACADÉMICA
Sembrador de Estrellas
Símbolo de la Facultad de Ingeniería
de la Universidad de Antioquia
NOTAS PARA EL CURSO
INGENIERÍA DE LOS MATERIALES
(IQU-810)
VERSIÓN REVISADA Y CORREGIDA
2015
Facultad de Ingeniería
Departamento de Ingeniería Química
NOTAS PARA EL CURSO
INGENIERÍA DE LOS MATERIALES
(IQU-810)
MÓDULO UNO:
Selección de Materiales de Construcción
Para Equipos de Proceso
Profesores: Elías Gómez Macías
Javier Alejandro Jaramillo
Mauricio Esteban Sánchez
VERSIÓN REVISADA Y CORREGIDA
Medellín 2015
1
2.0 CORROSIÓN.
La mejor y más natural manera de determinar si un material es resistente a la
corrosión en una atmósfera oxidante, es observando y analizando el estado de los
materiales con los que están construidos las estructuras, edificaciones, equipos y
utensilios que a diario usamos en nuestra vidas, pues la atmósfera de la tierra es de
naturaleza oxidante. Una clara evidencia de dicha interacción es el estado en que
los materiales abundan en la naturaleza, por ejemplo, la corteza terrestre está casi
en su totalidad hecha de óxidos, silicatos, aluminatos y otros compuestos que
contienen oxígeno; los óxidos son estables. Los haluros de metales alcalinos (NaCl,
KCl, NaBr) son también estables y abundan en la naturaleza. Sin embargo los
metales no son estables, y a excepción del oro que se encuentra en su forma nativa
en la naturaleza y es completamente resistente a la oxidación a todas las
temperaturas, el resto de metales se oxidan en contacto con el aire de la atmósfera.
Los polímeros tampoco son estables a la oxidación, por el contrario pueden
incendiarse bajo ciertas condiciones de ignición. Las materias primas de las que se
producen tradicionalmente (petróleo y carbón) existen en la naturaleza sólo porque
desde el punto de vista geológico, accidentalmente están aislados del contacto con
el aire. La madera que abunda en la naturaleza no soporta altas temperatura en
ambientes oxidantes y un uso tradicional suyo es como combustible.
La tendencia de muchos materiales a reaccionar con el oxígeno puede cuantificarse
a nivel de laboratorio midiendo la energía necesaria para la reacción genérica:
Material + Oxígeno + Energía Óxido del material (0)
Si la energía de la reacci
se oxidará de manera espontánea. En la figura 0 se muestra las energías de
formación de óxidos clasificados en cuatro familias generales, cerámicos, metales,
polímeros y compuestos según reportan M. F. Ashby y D. R. H. Jones (2012).
2
Figura 0. Energías de formación de óxidos a 273K en kJ/mol de O (Ashby and
2
Jones, 2012).
En el caso de metales diferentes a los nobles, la corrosión es el proceso por el cual
el metal vuelve a su estado natural termodinámicamente más estable. Más
enfocado en la industria de procesos químicos puede definirse la corrosión, de
manera muy general como: reacción entre un material de construcción de una
estructura, dispositivo o equipo de proceso y las sustancias que contiene o lo
rodean que modifica sus propiedades físicas, mecánicas, químicas o superficiales
3
2.1 AGENTES CORROSIVOS.
Naturales: Aire, agua, suelo.
Artificiales: Generados por actividades domésticas, comerciales e industriales.
Los procesos de corrosión dependen de un gran número de variables relacionadas
con factores inherentes al medio corrosivo y del material.
Factores relacionados con el material:
- Naturaleza del metal o aleación.
- Presencia de inclusiones superficiales.
- Heterogeneidad de la estructura.
- Tratamientos térmicos.
- Esfuerzos residuales.
- Grietas, talladuras o defectos superficiales.
- Incrustaciones de óxidos, presencia de depósitos, porosidad, etc.
Factores relacionados con el medio corrosivo:
- Temperatura.
- Naturaleza del medio: líquido, gas, sal fundida, solución de electrolitos.
- Concentración de oxígeno.
- pH y presencia de humedad.
- Existencia de contaminantes.
- Acción de microorganismos.
- Concentración de los agentes agresivos.
- Formación de celdas de concentración y galvánicas, temperatura, aireación.
- Corrientes eléctricas vagabundas desde fuentes externas.
- Fuerzas aplicadas al material: tracción, compresión, torsión, cíclicas, etc.
2.2 CONSECUENCIAS DE LA CORROSIÓN.
4
Reemplazo del equipo.
Sobrediseño para compensar el efecto de la corrosión y alargar la vida útil.
Mantenimiento preventivo: eliminación de productos de corrosión, uso de
pinturas y recubrimientos, protección catódica o anódica, inhibidores.
Mantenimiento correctivo: parar el equipo o planta para reparaciones.
Paralización de plantas.
Contaminación de productos.
Pérdida de productos.
Daños en equipos adyacentes al de la falla.
Pérdida de eficiencia en los equipos de transferencia de calor y transporte de
fluídos.
Riesgos para el personal y la planta: debido a fallas repentinas de materiales,
incendios, explosiones, escapes de sustancias tóxicas, etc.
Contaminación ambiental, pérdida de recursos naturales.
Degradación y pérdida de patrimonios históricos y culturales.
2.3. CLASIFICACIÓN GENERAL DE LA CORROSIÓN.
Según el agente corrosivo:
Corrosión húmeda: Cuando el agente corrosivo está en solución acuosa.
Corrosión seca: Cuando el agente corrosivo está en fase gaseosa, generalmente
a alta temperatura o por oxidación directa.
Según la apariencia del material corroído:
Corrosión uniforme: El material se corroe en forma uniforme en toda el área
expuesta al medio agresivo. Por ejemplo las herrumbres del hierro, o las
manchas en la plata.
Corrosión localizada: El material se corroe preferencialmente en zonas
específicas del área expuesta. Por ejemplo el acero en agua de mar.
Según el mecanismo de corrosión:
Corrosión química: Es el ataque químico directo que sufre un metal,
presentándose una reacción química sin flujo macroscópico de electrones (la
corriente eléctrica no es medible a distancias finitas). Ocurre especialmente en
ambientes gaseosos a altas temperaturas, algunas veces es llamada "oxidación ",
refiriéndose a la reacción entre un metal y el oxígeno en ausencia de fase líquida;
5
por ejemplo la oxidación del hierro se representa mediante la ecuación:
Fe + ½ O FeO (1)
2
Corrosión electroquímica: Se caracteriza por la formación de zonas anódicas y
catódicas separadas por distancias finitas, con flujo macroscópico de electrones
(la corriente eléctrica es medible a distancias finitas); por ejemplo la agresión
que el cloruro de hidrógeno en solución acuosa (ácido clorhídrico) ejerce sobre
el hierro; se representa mediante la ecuación:
Fe + 2 HCl FeCl + H (2)
2 2 (g)
El fenómeno que se presenta al interior de la solución se describe mediante la
ecuación iónica:
Fe + 2H+ + 2Cl- Fe2+ + 2Cl- + H (3)
2 (g)
Se observa que el hierro pasa de estado de oxidación cero a 2+ (se oxida),
mientras los iones H+ ganan dos electrones (se reducen). Se puede considerar el
proceso en forma separada:
Oxidación: Fe Fe 2+ + 2 e- (4)
Reducción: 2H+ + 2e- H (5)
2(g)
La reacción (4) se presenta en el ánodo y la reacción (5) en el cátodo, indicando
un proceso electroquímico.
La reacción anódica consiste en la oxidación del metal a su forma iónica:
M M n+ + n e- (6)
Ejemplos en ambientes que contienen cloruros:
Al Al 3+ +3 e- (7)
Zn Zn 2+ +2 e- (8)
6
Ag Ag + + e- (9)
La reacción catódica es de varios tipos:
Desprendimiento de hidrógeno en soluciones ácidas:
2 H+ + 2 e- H (10)
2 (g)
Reducción de oxígeno en soluciones ácidas:
O + 4 H+ + 4 e- 2 H O (11)
2 2
Reducción de oxígeno en soluciones neutras y alcalinas:
O + 2 H O + 4 e- 4OH- (12)
2 2
Reducción de iones metálicos:
M n+ + e- M (n-1)+ (13)
Deposición electroquímica:
M n+ + n e- M (14)
2.4. TIPOS DE CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA.
Corrosión galvánica: Se presenta cuando dos electrodos de metales diferentes se
hallan en el mismo electrolito. El metal más activo tiende a disolverse (región
anódica), el más noble tiende a protegerse (región catódica). El proceso se muestra
en la figura 6.
7
Flujo de corriente Electrolito
eléctrica (e-) (agua)
Cátodo
(cascarón)
Fe2+
Ánodo
(herrumbre)
(acero)
Figura 6. Proceso de corrosión galvánica.
Corrosión por celda de concentración: Se presenta cuando los electrodos de
idéntico metal están en un mismo electrolito, pero con concentración diferente
alrededor de cada electrodo. La fuerza impulsora para la corrosión depende de la
diferencia de concentración (actividad termodinámica). El ataque se produce sobre
el electrodo sumergido en el sector de menor concentración (ánodo).
De esta se tienen dos clases:
Celda de concentración de ión metálico: Se presenta cuando los electrodos
están en solución que contienen iones del mismo metal, como en el caso de la
figura 7.
-
+
Cu
Cu
CuSO (dil.) CuSO (conc.)
4 4
Figura 7. Celda de concentración de ión metálico.
Celda de concentración de oxígeno: Se presenta por diferencia de aireación. El
8
electrodo en la región de baja concentración de oxígeno es el ánodo; este caso de
corrosión se muestra en la figura 8.
N Aire
2
-
+
Fe Fe
NaCl NaCl
Figura 8. Celda de concentración de oxígeno.
Los electrones fluyen desde la zona de baja concentración de oxígeno y la
reacción catódica que se da es:
H O + ½ O + 2 e- 2 (OH)-
2 2
Los casos más usuales en los que se da son cerca al nivel de tanques
atmosféricos; donde hay deposiciones de polvo, herrumbres o gotas de líquido;
en sitios con baja agitación o líquidos estancados; en grietas, hendiduras de
uniones y en tuberías de salida o entrada de tanques agitados cuando no hay flujo.
Dos de las situaciones mencionadas se ilustran en la figura 9.
