Dr. Ricardo Orozco Cruz © Unidad AntiCorrosión - II - UV
INGENIERÍA Y CONTROL DE CORROSIÓN
Dr. Ricardo Orozco Cruz
Instituto de Ingeniería Universidad Veracruzana
Ingeniería Metalurgica y Ciencia de los Materiales
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Unidad 2
TERMODINÁMICA ELECTROQUÍMICA Y
POTENCIAL DE ELECTRODO
Dr. Ricardo Orozco Cruz
Instituto de Ingeniería Universidad Veracruzana
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Energía Libre
Las diferencias de potencial electroquímico son el origen de que unas regiones actúen anódicamente frente a otras que lo hacen catódicamente.
La medida de este potencial permite precisar la mayor o menor
tendencia termodinámica a la disolución de cada metal o aleación.
KRTGG ln0
Para una reacción electroquímica:
nFEG
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Igualando ambas expresiones, de manera que para una reacción general del tipo:
nedDcCbBaA
nFEBADCRTGbadc )()(/)()(ln
0
badcBADCnFRTEE )()(/)()(ln/
0 Y por tanto:
E0 representa el cambio de energía libre estándar para la reacción electroquímica en cuestión y se conoce como: POTENCIAL NORMAL O ESTANDAR
Ec. 1
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Teniendo una reacción de Corrosión donde se alcanza un equilibrio en el cual el intercambio entre átomos metálicos y sus iones se realiza a igual velocidad en ambos sentidos se tiene:
neMeMen
Aplicando la Ec. 1
)ln(/0 n
MenFRTEE
Esta es la ecuación de Nernst y define el valor del potencial de electrodo en función de la actividad de sus iones en solución
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Cuando se alcanzan condiciones de equilibrio en el sistema Me Men+ + ne-, la variación de energía libre G es cero, por tanto:
nFEG 0
Como n≠0 y F≠0, significa que E=0, por lo tanto:
)ln(/00 n
MenFRTEE
De donde:
)ln(/ n
MenFRTE
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Cuando un metal se sitúa en contacto con una solución que contiene sus iones, una vez que se llega a condiciones estacionarias se alcanza un potencial común al sistema metal-electrolito conocido como potencial de equilibrio, cuyo valor es:
)ln(/0 n
MenFRTEE
Recordar: estado estacionario y POTENCIAL MIXTO
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Equilibrio Termodinámico
2H+ + 2e- H2
• El potencial al cual ocurre esta reacción en una
solución de composición dada se conoce como: Potencial de Equilibrio
• La concentración de reactantes controla la rapidez de la reacción y por lo tanto el potencial de equilibrio
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Ejemplo:
Entonces: ΔG° – Determina la POSIBILIDAD de que la reacción se lleve a cabo. Mg + H2O + ½O2 → Mg(OH)2; ΔG° = -596 kJ/mol Cu + H2O + ½O2 → Cu(OH)2; ΔG° = -119 kJ/mol Los metales nobles no se corroen: Au + 3/2 H2O + ¾ O2 ← Au(OH)3; ΔG° = 66 kJ/mol Muchos metales son “corroibles” → forman una delgada capa de óxido → la “pasivación” los hace menos corroibles.
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2.1. Potenciales de Electrodo Antes de llegar a este tema es importante conocer algunas reacciones electroquímicas:
Reacciones Electroquímicas: Ejemplo:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Cl- no cambia en la reacción.
Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
Oxidación (Reacción Anódica) – Aumenta la valencia o produce e
Zn = Zn2+ + 2e
Reducción (Reacción Catódica) – disminuye la valencia o consume e
2H+ + 2e = H2
Estas son reacciones parciales – ambas ocurren en el metal.
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