Concepto de corrosión

• CORROSIÓN

La corrosión metálica es un fenómeno complejo que puede definirse como alteración química de un metal sólido en la interfaz con el ambiente externo (atmosfera húmeda, solución, etc.). El ataque puede extenderse en profundidad si los productos formados son pulverulentos (óxido, por ejemplo), pero puede limitarse a una fina capa protectora (alúmina sobre aluminio, por ejemplo). Además de la acción superficial, la corrosión puede provocar una disminución de las propiedades mecánicas del metal (fragilización). El impacto económico de la corrosión es considerable. En el caso del hierro, por ejemplo, las pérdidas por corrosión se estiman en una cuarta parte de la producción mundial de acero.

 

• CONCEPTO DE CORROSIÓN

En realidad, la corrosión es un deterioro superficial del material causada por fenómenos eléctricos, químicos o mecánicos. A excepción de algunos metales nobles (Oro, Platino por ejemplo) con un potencial redox elevado, la termodinámica indica que los metales tienen una tendencia espontánea a formar compuestos químicamente más estables (por ejemplo, óxidos). De hecho, el ataque al metal es un proceso de oxido-reducción de tipo electroquímico que tiene su origen en el carácter de conducción eléctrica de las fases presentes: en la fase metálica y conducción iónica en el electrolito.

Las reacciones electroquímicas permiten transferencias de carga en la interfaz entre el metal (electrodo) y el electrolito.

La corrosión de un metal como el hierro es el resultado de un proceso que puede esquematizarse mediante la siguiente ecuación:

Fe → Fe²⁺ + 2 e^–                     (1)

Esta ecuación simplemente significa que los átomos del metal (Fe) bajo la acción de un proceso de corrosión se transforman en iones positivos (Fe2+) que abandonan el metal para pasar al medio. Hay un cambio en el estado del material relacionado con la reacción de disolución del metal. Este cambio de estado va acompañado de la liberación de electrones (2 e- en el caso del hierro). La preservación de la neutralidad ambiental requiere que los electrones emitidos por la reacción de disolución (1) se consuman en una segunda reacción que puede ser, por ejemplo:

2 H⁺ + 2 e^– →H2               (2) ambiente ácido

½ O₂ + H₂O + 2 e^– → 2OH^–   (2’) ambiente aireado neutro y básico

La segunda reacción (2 y 2’) está relacionada con la naturaleza del medio con el que está en contacto el material (electrolito).

Durante un proceso de corrosión, la superficie del material es necesariamente el lugar de dos reacciones:

• Reacción de disolución u oxidación (reacción anódica);
• La reacción de descomposición del medio ambiente: «reducción» (reacción catódica).

El proceso de corrosión, superposición de reacciones anódicas y catódicas, va acompañado de la circulación de una corriente eléctrica (circulación de electrones en el metal y de iones en el electrolito) entre las dos zonas de la interfaz.

Los electrones liberados por el ánodo (liberación de un ion Fe2+ en solución) son consumidos por el proceso catódico. Para ello, los electrones fluyen a través del metal desde el ánodo hasta el cátodo cuyo potencial eléctrico es mayor que el del ánodo.

Por lo tanto, para que un proceso de corrosión se produzca es necesario:

• una superficie metálica que comprende zonas anódicas y zonas catódicas, por lo tanto, heterogeneidades potenciales;
• un electrolito para el transporte de iones para cerrar el circuito eléctrico y permitir la circulación de electrones. El electrolito lo aporta el medio (suelo sumergido, agua, etc…).

Cuando la corrosión es generalizada, los diferentes puntos de la superficie del metal son sucesivamente catódicos y anódicos y la pérdida de espesor es generalmente uniforme. En este caso, la velocidad de corrosión puede evaluarse, por ejemplo, midiendo el espesor o la pérdida de peso, lo que permite estimar la vida útil de la pieza en cuestión.

A diferencia de la corrosión generalizada, la corrosión localizada resulta de la localización de áreas anódicas en determinadas zonas de la interfaz, por razones de heterogeneidad en el metal (defectos metálicos, etc.) o en el electrolito. La penetración de la corrosión es tanto más rápida cuanto que la relación entre la superficie anódica y la catódica es baja (protección insuficiente mediante ánodos de sacrificio, etc.).

 

• DIAGRAMAS DE  PORBAIX

Los diagramas de Pourbaix, también llamados diagramas de potencial-[pH], indican en un plano E-pH las áreas de existencia o predominio de un elemento. Se construyen a partir de datos termodinámicos. La Figura 2 proporciona un ejemplo de un diagrama simplificado Pourbaix de hierro.

 

Según el diagrama de la Figura 2, el hierro se puede encontrar en tres estados termodinámicos según su potencial y el pH de la solución en la que está sumergido:

• Pasivación termodinámica si se encuentra en los dominios de estabilidad de los hidróxidos ferrosos o férricos (Fe2O3);
• Actividad o corrosión en los dominios de estabilidad de iones ferrosos y férricos (Fe3+, Fe2+ y HFe hacia pH extremos);
• Inmunidad en la zona del diagrama correspondiente a la estabilidad del hierro (Fe).

En el estado de inmunidad, el metal y el entorno que lo rodea se encuentran en un estado de estabilidad termodinámica: no pueden reaccionar y por lo tanto no es posible la corrosión. Esta situación ocurre naturalmente con los metales nobles (un potencial mucho mayor que el del electrodo de hidrógeno. Cf. Tabla 1).

En el estado de pasividad, el metal y el medio ambiente no se encuentran en un estado de estabilidad termodinámica, sino que el metal queda naturalmente cubierto con una película protectora que lo aísla del medio externo. Esta película (capa pasiva) debe ser termodinámicamente estable frente al ambiente externo y no debe presentar ninguna debilidad local. De lo contrario, el metal se corroe localmente. En la práctica habitual, el acero inoxidable y el titanio, por ejemplo, deben su resistencia a la corrosión a su comportamiento pasivo.

En estado de actividad, el metal no es termodinámicamente estable y no está cubierto por una película protectora: reacciona con el entorno y se corroe.

Con referencia al proceso de corrosión electroquímica que se muestra en la Figura 1, la protección catódica consiste en bajar el potencial electroquímico de un metal para que en su superficie sólo puedan tener lugar las reacciones catódicas. Esta reducción de potencial se obtiene inyectando una corriente externa en la superficie del metal para polarizarlo.