© 2015 Luis Corrales.

 

Causas de la Corrosión en Estructuras Inmersas en un Electrolito

En la mayoría de las situaciones, la corrosión puede ser dividida en dos tipos: por reacción espontánea o por reacción ante la presencia de corrientes parásitas. La corrosión natural o espontánea se debe a la acción localizada de “celdas de corrosión” sobre la superficie de la estructura. Estas celdas se originan por las diferencias de potencial causadas por factores como irregularidades en la superficie, cáscara de laminación, concentraciones de oxígeno, diferencias en el electrolito alrededor de la estructura, entre otros. Las reacciones originadas en corrientes parásitas ocurren cuando una fuente de corriente, externa a la estructura, provoca corrosión en la misma.

Corrosión espontánea: metales distintos (corrosión galvánica)

El mismo metal puede ser la fuente para que se presente un voltaje impulsor de una celda de corrosión. Una diferencia de potencial puede deberse a las diferencias en los niveles naturales de energía de los diferentes metales o a variaciones de composición en la aleación.

En la naturaleza, muchos de los metales se encuentran en forma de compuestos químicos llamados piritas. Otros están en forma de óxidos Para transformar las piritas y los óxidos en metales refinados se llevan a cabo procesos –mecánicos, químicos y eléctricos-. Más allá del proceso en sí, durante la transformación el metal absorbe energía. La cantidad de energía requerida por un metal durante el proceso de refinación determina su potencial o grado de actividad. El potencial es relativamente alto para metales como el magnesio, aluminio y hierro, y relativamente bajo para metales como el cobre y la plata.

La serie galvánica, tabla 2, es una forma útil de ordenar los metales según su actividad o potencial. Los potenciales son aproximados, ya que varían según el medio, y están referidos a un electrodo de referencia de plata/cloruro de plata (Ag-AgCl) y cobre/sulfato de cobre (Cu-CuSO4). Este último se utiliza generalmente en agua dulce y estructuras enterradas, el primero, en agua de mar.

Tabla 2. Serie galvánica práctica

Cuando se conectan dos metales diferentes, se genera un voltaje entre ellos. El metal más activo (más cercano al extremo anódico) será el ánodo de la celda.

El ejemplo típico de celda galvánica es la batería de una linterna, que se muestra en la figura 2. La cual consiste en una cubierta de zinc que contiene un electrolito y una barra de carbón. Según la tabla 2, la diferencia de potencial entre los dos metales es aproximadamente de 1.4 V, y el zinc es el ánodo y el carbón el cátodo.

 Batería, ejemplo de celda galvánica.

 

 Por esta razón es necesario la utilización de la técnica de protección catódica.

La protección catódica es un método electroquímico cada vez más utilizado hoy en día, el cual aprovecha el mismo principio electroquímico de la corrosión, transportando un gran cátodo a una estructura metálica. Para este fin será necesaria la utilización de fuentes de energía externa mediante el empleo de ánodos galvánicos, que difunden la corriente suministrada por un transformador-rectificador de corriente.

El mecanismo implicara una migración de electrones hacia el metal a proteger, los mismos que viajarán desde ánodos externos que estarán ubicados en sitios plenamente identificados, cumpliendo así su función.

A esta protección se debe añadir la ofrecida por los revestimientos, por ejemplo las pinturas, casi la totalidad de los revestimientos utilizados en instalaciones sometidas a una posible corrosión, son pinturas industriales de origen orgánico, pues el diseño mediante ánodo galvánico requiere el cálculo de algunos parámetros, que son importantes para proteger estos materiales, como son: la corriente eléctrica de protección necesaria, la resistividad eléctrica del medio electrolítico, la densidad de corriente, el número de ánodos y la resistencia eléctrica que finalmente ejercen influencia en los resultados.

This site was designed with the
.com
website builder. Create your website today.
Start Now