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UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERÚ

FACULTAD DE INGENIERÍA METALÚRGICA Y DE MATERIALES

TIPOS DECORROSIÓN CON DESARROLLO EXPERIEMENTAL EN LAS CELDAS DE FLOTACION DENVER SUB ‘’A’’ PARA (Cu) CATEDRA: Corrosión y Protección de Metales CATEDRÁTICO: Ing. Manuel Guerreros Meza ALUMNO: Tinoco Orihuela Deina SEMESTRE: IX

HUANCAYO - MAYO DEL 2017

Corrosión y Protección de Metales

Una definición bastante aceptable de la corrosión es el deterioro que sufre un material a consecuencia de un ataque químico por su entorno. Siempre que la corrosión esté originada por reacción química, la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura y de la concentración de los reactivos y de los productos. Otros factores, como el esfuerzo mecánico y la erosión también, pueden contribuir al deterioro. La mayor parte de la corrosión de los materiales concierne al ataque químico de los metales, el cual ocurre principalmente por ataque electroquímico, ya que los metales tienen electrones libres que son capaces de establecer pilas electroquímicas dentro de los mismos. Las reacciones electroquímicas exigen un electrolito conductor, cuyo soporte es habitualmente el agua. De aquí que en ocasiones se le denomine "corrosión acuosa". Muchos metales sufren corrosión en mayor o menor grado por el agua y la atmósfera. Los metales también pueden ser corroídos por ataque químico directo procedente de soluciones químicas. Otro tipo de degradación de los metales que sucede por reacción química con el medio, es lo que se conoce como "corrosión seca", que constituye en ocasiones una degradación importante de los metales especialmente cuando va acompañando de altas temperaturas.

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INTRODUCCION…………………………………………………………………………………………………. 2 IDICE …………………………………………………………………………………………………………………..3 MARCO TEORICO……………………………………………………………………………………………….. 4 CORROSION …….……………………………………………………………………………………………….4 PRINCIPIOS ELECTROQUÍMICOS DE LA CORROSIÓN…………………………………………………… 5

FACTORES CORROSIVOS………………………………………………………………………………….. 6 TIPOS DE CORROSION ………………………………………………………………………………………7 PRUEBA EXPERIMENTAL ……………………………………………………………………………..…….10 CONCLUSIONES ……………………………………………………………………………………………..…..11 RECOMENDACIONES……………………………………………………………………………………….....12 BIBLIOGRAFIA……………………………………………………………………………………………………..13 ANEXOS ……………………………………………………………………………………………………………..14

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1. CORROSIÓN La corrosión se define como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general, puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma de mayor estabilidad o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, de la salinidad del fluido en contacto con el metal y de las propiedades de los metales en cuestión. Otros materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos. El proceso de corrosión es natural y espontáneo. La corrosión es una reacción química (oxido-reducción) en la que intervienen tres factores: la pieza manufacturada, el ambiente y el agua, o por medio de una reacción electroquímica. Los factores más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón). Sin embargo, la corrosión es un fenómeno mucho más amplio que afecta a todos los materiales (metales, cerámicas, polímeros, etc.) y todos los ambientes (medios acuosos, atmósfera, alta temperatura, etc.) Es un problema industrial importante, pues puede causar accidentes (ruptura de una pieza) y, además, representa un costo importante, ya que se calcula que cada pocos segundos se disuelven cinco toneladas de acero en el mundo, procedentes de unos cuantos nanómetros o picómetros, invisibles en cada pieza pero que, multiplicados por la cantidad de acero que existe en el mundo, constituyen una cantidad importante.

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2. PRINCIPIOS ELECTROQUÍMICOS DE LA CORROSIÓN.

Citemos el experimento de laboratorio que reúne los sucesos básicos que aparecen en un proceso corrosivo. Un recipiente conteniendo una solución acuosa, denominada electrolito, que baña dos electrodos de metales diferentes, por ejemplo Mg y Cu, que se encuentran unidos por un conductor eléctrico en el que se intercala un voltímetro. Un flujo de electrones circula por el conductor desde el Mg al Cu, lo que significa una corriente eléctrica desde el Cu al Mg según la convención de signos de éstas.

El voltímetro indicará este paso de corriente. Este es el principio de la pila galvánica, de Luigi Galvani, que convierte la energía química en eléctrica. El Mg se corroe pasando a hidróxido magnésico según la reacción: Mg + H2O (l) + 1/2 O2 (g)

Mg(OH)2 (s) GMg = -142600 cal

La tendencia a la reacción, Mg

Mg++ + 2e-

Viene dada por el valor negativo de la variación de energía libre en la reacción, GMg. El magnesio, en este caso, constituye el ánodo; pues es donde se ubica la degradación del metal. Me

Me++ + n e-

Esta reacción constituye lo que se conoce como semipila de oxidación. El cobre constituye el cátodo; pues la energía libre de formación del hidróxido es menor. En efecto

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Cu + H2O (l) + 1/2 O2 (g) Û Cu(OH)2 (s) DGCu = -28600 cal. La ecuación Cu+2 + 2 e-

Cu constituye la semipila de reducción.

Se observa que G0 Mg < G0 Cu, y un principio general es que las transformaciones espontáneas lo hacen en sentido de disminuir la energía libre. En este sentido se definen los metales nobles como aquellos en que la energía libre en la reacción de formación de sus óxidos es positiva, como el caso del oro. Au + 3/2 H2O (l) + 3/4 O2 (g)

Au(OH)3 (s); D G0 = + 15700 cal.

Interesa recordar algunos aspectos importantes sobre las reacciones de oxidaciónreducción en las semipilas:  Reacción de oxidación. La reacción de oxidación por la cual los metales forman iones que pasan a solución acuosa recibe el nombre de reacción anódica, y las regiones locales en la superficie de los metales donde la reacción de oxidación tiene lugar reciben el nombre de ánodos locales. En la reacción anódica, se producen electrones, los cuales permanecen en el metal, y los átomos del metal forman cationes.  Reacción de reducción. La reacción de reducción en la cual un metal o un no metal ve reducida su carga de valencia recibe el nombre de reacción catódica. Las regiones locales en la superficie del metal donde los iones metálicos o no metálicos ven reducida su carga de valencia reciben el nombre de cátodos locales. En la reacción catódica hay un consumo de electrones.  Las reacciones de corrosión electroquímica involucran reacciones de oxidación que producen electrones y reacciones de reducción que los consumen. Ambas reacciones de oxidación y reducción deben ocurrir al mismo tiempo y a la misma velocidad global para evitar una concentración de carga eléctrica en el metal.

3. FACTORES CORROSIVOS  Medio Ambiente: La velocidad de la reacción en climas calientes y húmedos es más rápida que en climas fríos y secos.  Incorporación de sustancias químicas: Existen sustancias químicas que aumentan la rapidez de la corrosión como el cloruro de sodio.

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 Metal: Por la serie de actividad de los metales, algunos se corroen más rápidos que otros debido a que buscan su estabilidad.

4. TIPOS DE CORROSIÓN a) Corrosión bacteriana: Degradación de los metales debidos a microorganismos. Ej.: Ferro bacterias, Carbonato reductoras.

b) Corrosión galvánica: Se produce cuando un metal está conectado eléctricamente a otro distinto. A los dos metales se les llama pila galvánica.

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c) Corrosión por Erosión: Sucede cuando la corrosión provoca un cambio físico al metal, provocado por el movimiento entre el metal y el fluido.

d) Corrosión Química: Destrucción del metal por la acción de gases o líquidos no electrolíticos (Sustancia que contiene iones, comportándose como conductor eléctrico). Ejemplo: Dióxido de nitrógeno, monóxido de nitrógeno, HCl, etc. e) Corrosión por picadura: Las picaduras ocurren como un proceso de disolución local anódica donde la pérdida de metal es aumentada por la presencia de un ánodo pequeño y un cátodo grande. Las picaduras suelen ser de pequeño diámetro.

f) Corrosión intergranular: Es un ataque localizado en el límite de grano de un acero inoxidable. Aparece cerca de las soldaduras, en especial en las zonas afectadas térmicamente (ZAT) y es generalmente el resultado de la sensibilización.

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g) Corrosión bajo tensión: Es un proceso en el que la combinación de carga mecánica, ambiente corrosivo y temperaturas elevadas pueden llevar al deterioro. Surgen delgadas grietas, que pueden extenderse bastante rápido, llegando al fallo de alguna parte e incluso de la estructura completa.

5. VELOCIDAD DE CORROSIÓN

Válida para representar valores medios de velocidad en el transcurso del tiempo (por lo general Vi > Vf). Debe tenerse en cuenta siempre la duración del ensayo, antes de hacer una extrapolación.

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1. Obtenemos una pieza de acero 4140 (Acero de Cromo – Molibdeno) de 5cm x 5cm x 2cm, material utilizado en las celdas Denver Sub ‘’A’’ de flotación, en la recuperación del Cobre. c

Donde: a: 5cm b: 5cm c: 2cm

b

a 2. Pesamos el acero y obtenemos 900 g, con una superficie ensayada de 150 cm 2 y una densidad de 7.85 g/cm3. 3. En un vaso de precipitación de 200 mL, introducimos el acero y también los reactivos que trabajan en la flotación del cobre. Colector: Xantato Z – 11; 1mL Espumante: Acido Crisílico; 0.5 mL Modificadores: Depresor Sulfato de Zinc; 1mL Cal; 500 g Agua en la pulpa: H2O; 50 mL 4. Dejamos el acero un par de semanas para ver la velocidad de corrosión que se ha generado por el contacto entre la solución preparada, el ambiente y el acero. Se pesó nuevamente el acero y nos arrojó un 899.5 g 5. Hallamos la velocidad de corrosión utilizando la siguiente formula:

𝑉=

3650 𝑥 0.5 150 𝑥 7.85 𝑥 14

𝑉 = 0.11 𝑚𝑚𝑦

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 La velocidad de corrosión es de 0.11 mmy, se concluye que el acero tiene buena resistencia a la corrosión y es apto para el manejo de pulpas con su tratamiento respectivo.  Si clasificamos el tipo de corrosión se trata del generalizado o uniforme, ya que sola una parte diminutiva con ayuda del microscopio se pudo analizar.  Se comprobó además que la cal retrasa la corrosión del material, ya que gracias a su basicidad, no genera un pH muy ácido que favorece la corrosión.  Las celdas Denver Sub ‘’A’’, gracias a que está hecho con un acero al cromo – molibdeno, tiene una buena resistencia a la corrosión.

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 Adicionar los reactivos en forma ordenada, utilizar los estándares de flotación para el mineral de cobre.  No adicionar una pulpa de mineral ya que este absorbe reactivos, en cambio, el acero que está fabricado las celdas de flotación no adsorbe ya que estaríamos bajando la corrosión y obteniendo resultados erróneos.  Si utilizamos el ácido crisílico en una prueba de laboratorio, debemos de tener presente que el ácido se echa después del agua; ya que ocurriría que el ácido salpique  No debemos de utilizar una muestra ni muy grande, ni muy pequeña ya que esto nos dificulta al momento de adicionar reactivos.

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 https://es.wikipedia.org/wiki/Corrosi%C3%B3n  http://www.nervion.com.mx/web/conocimientos/anticorrosivos.php  https://es.slideshare.net/IsmaArci/celdas-de-flotacion  https://prezi.com/sstgmdj_80hf/celdas-de-flotacion/

 https://es.slideshare.net/ykdar/evaluacin-de-la-velocidad-de-corrosin

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