Protección contra la corrosión y protección galvánica
Utilizar ácidos, soluciones salinas y agua para provocar procesos de corrosión, y conocer los procedimientos que protegen a las sustancias contra la corrosión.
La base científica de este experimento
La corrosión es, en esencia, un proceso electroquímico, debido a la tendencia de los metales a disolverse en soluciones y a formar células electrolíticas cuando se combinan con otros metales.
Cuanto más negativo es el potencial reductor de un metal, mayor es su capacidad para reducir iones de hidrógeno u otro metal con un potencial menos negativo.
Zn + 2H₃O⁺ → Zn²⁺ + 2H₂O + H₂ ↑.
Fe + 2H₃O⁺ → Fe²⁺ + 2H₂O + H₂ ↑.
En estos ejemplos, los metales se disuelven en la solución a diferentes velocidades, en función de su potencial estándar.
El cobre es resistente al ataque de los ácidos, ya que el potencial del par redox Cu/Cu²⁺ es positivo en comparación con el del par redox H₂/2H⁺: ± 0 V.
El potencial estándar del par redox Fe/Fe²⁺ es de –0,44 V, mientras que el del par Cu/Cu²⁺ es de +0,34 V; por lo tanto, el hierro se disolverá en la solución y reducirá los iones de cobre (se trata de un proceso visible, ya que la solución adquiere un color amarillento).
El proceso de corrosión de los metales comunes en soluciones ácidas y en algunas soluciones salinas puede ser muy rápido.
Dos metales unidos mediante pinzas de cocodrilo y sumergidos en la solución equivalen a una pila galvánica en cortocircuito. De este modo, el metal con mayor potencial negativo se disuelve en la solución y sus electrones fluyen hacia el otro metal, donde pueden reducir los iones de hidrógeno cercanos a este. La presencia en la pila en cortocircuito del metal más básico impide la corrosión del metal menos básico hasta que el primero se sumerge en la solución. Esta característica resulta útil para proteger al metal menos básico contra la corrosión.
Equipo utilizado
- 2 pinzas de cocodrilo — ELE-009
- Electrodos de cobre — CHE-018
- Electrodos de zinc — CHE-017
- 3 electrodos de hierro — CHE-019
- 4 tubos de ensayo — PLA-007
- Portatubos de ensayo — PLA-012
Productos químicos y reactivos
- Solución de sulfato de cobre, diluida — R:22-35/38-50/53 S:22-60-61
- Ácido clorhídrico, aprox. 10 % — R:34-37 S:26-45
Preguntas para los alumnos
- Explica lo que has observado sobre lo que ha ocurrido con los electrodos de los tubos de ensayo e indica qué metal se corroe con mayor facilidad.
- Haz tus observaciones sobre los electrodos metálicos y el agua.
Qué puedes esperar
El electrodo se oxida y la solución adquiere poco a poco un color amarillento; la presencia de iones de cobre facilita la oxidación del hierro. Al cabo de un día, el agua del primer vaso de precipitados (par Fe/Cu) contiene escamas marrones de hidróxido de hierro (III) (óxido) y el electrodo de hierro presenta una corrosión notable, mucho mayor que la del tubo de ensayo, que contiene un único electrodo de hierro. El electrodo de hierro del segundo vaso de precipitados (par Fe/Zn) no presenta cambios respecto al día anterior, pero en el agua hay escamas blanquecinas de hidróxido de zinc. Esto demuestra la protección que ofrece el hierro cuando se combina con el zinc como electrodo de sacrificio.
Eliminación
Vierte las soluciones en el contenedor de residuos.
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Este experimento forma parte de ATP Volta, un laboratorio científico móvil autónomo que convierte un aula normal en un laboratorio STEM en pleno funcionamiento, con más de 200 experimentos de física, química, biología, robótica e ingeniería. « Gali », el tutor de IA integrado en ATP Connect, guía a los alumnos en cada paso y responde a sus preguntas en la mesa de trabajo.
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