Corrosión y protección de metales

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         La lucha contra la corrosión y la búsqueda de materiales resistentes a la acción de los productos corrosivos ha sido una constante preocupación de la industria química y sus afines, tanto para asegurar a los materiales una vida lo más larga posible, como para evitar en los productos fabricados la menor traza de contaminación.

       En general, la corrosión se define como un ataque gradual, de tipo químico o electroquímico, sufrido por un metal bajo la acción destructora de gases, ácidos, atmósfera, seres vivos, etc., de manera que el metal es convertido en un óxido, sal o cualquier otro compuesto. Dicho de otra manera, la corrosión significa la destrucción de un material por acción del medio que lo rodea.

       El fenómeno de la corrosión es de muy difícil estudio, dada la diversidad de materiales que lo presentan, y la gran cantidad de productos corrosivos posibles, en cada uno de los casos.  Además, un mismo material frente a una misma sustancia corrosiva, puede comportarse de distinta manera, según sean las condiciones internas y externas del sistema. No olvidemos que la corrosión es un proceso químico o electroquímico, por lo que influyen las condiciones internas tales como la concentración, la presencia de una tercera sustancia o de algunas impurezas, que determinan una acción aceleradora o retardatriz; y factores externos como la temperatura, la presión (en el caso de corrosión por gases), la luz, las corrientes eléctricas e incluso el estado de reposo o movimiento del sistema.

       Se pueden establecer dos mecanismos tipo por medio de los cuales pueden explicarse la mayoría de los procesos corrosivos: 

a) El ataque químico directo: incluye todas las clases de corrosión (fundamentalmente las debidas a sustancias corrosivas gaseosas), en las que, para distancias perceptibles, no hay paso apreciable de corriente eléctrica a través del metal.

b) El ataque electroquímico: se aplica para tratar aquellos casos en los que hay espacios de ánodo y cátodo bien definidos, separados por distancias finitas, de forma que la corriente eléctrica pasa entre ellos. Este mecanismo se lleva a cabo siempre que el metal está en contacto con un electrólito, es decir, con una disolución iónica. A pesar de estas concepciones, sin embargo, no se niega la existencia e importancia de las fuerzas electroquímicas en el ataque químico directo. A la acción química debida al oxígeno, y otras muchas sustancias, se unen generalmente las electroquímicas. Sin el desarrollo simultáneo de éstas, aquéllas no pasarían, en general, de un estado de corrosión elemental.

       En este apartado se mostrarán sólo los procesos en los que el agente corrosivo es el oxígeno ya que éste es el elemento que interviene en mayor escala en los fenómenos de corrosión. Teóricamente, casi todos los metales deben ser atacados por él para dar el óxido correspondiente. No obstante, en condiciones normales, en muchos de ellos la velocidad de oxidación es demasiado pequeña para que pueda apreciarse de manera patente la formación de óxido. La presencia de humedad o ciertos ácidos, aceleran tanto este proceso que, aun en estos casos, el metal suele quedar recubierto rápidamente0 de una capa de óxido.

       La susceptibilidad de un metal a la corrosión depende en cierta medida de su potencial de oxidación (recordemos que el potencial normal de oxidación de una especie química dada es igual en valor absoluto, pero de signo contrario, al potencial normal de reducción. Estos últimos son los que se han recogido en la siguiente tabla:

Así, el sodio, cuyo potencial normal de oxidación es de 2,71 voltios, y el calcio, con potencial normal de oxidación de 2,87 voltios, se convierten cuantitativamente en sus óxidos o hidróxidos por exposición al aire; el oro y el platino con potenciales de oxidación negativos y muy grandes, resisten la corrosión. Sin embargo, en los metales de reactividad intermedia, hay poca relación entre el potencial de oxidación y el grado de corrosión. Así, por ejemplo, la corrosión del Mg y del Al es despreciable en condiciones ordinarias, a pesar de tener un potencial de oxidación elevado y positivo, porque los óxidos formados se adhieren herméticamente a la superficie del metal, mientras que un metal menos activo que ellos, como el hierro, se corroe fácilmente porque sus productos de oxidación son porosos y no se adhieren al metal

       Pongamos como ejemplo el hierro como metal de corrosión. Si examinamos una plancha de hierro en las primeras etapas de la corrosión, encontramos que la superficie está picada por puntos sueltos de herrumbre, con áreas de metal no corroído entre ellos. Si además comprobamos que el hierro expuesto al aire totalmente seco o al agua completamente libre de oxígeno disuelto no se corroe en condiciones normales, que la corrosión ocurre más fácilmente en agua de mar que en agua dulce, en medio ácido que en neutro, etc., parece lógico suponer un mecanismo electroquímico.

       Comenzaremos primero explicando lo que ocurre cuando se expone una plancha de hierro a una solución acuosa que contiene como electrólito cloruro sódico. El Fe (metal) tiende a oxidarse a Fe²⁺ (potencial de reducción normal = -0,41 V.), pero para que esta reacción ocurra, ha de reducirse simultáneamente alguna otra especie. Es evidente que no tenderán a reducirse los iones sodio, Na⁺, procedentes de la sal, ya que su potencial normal de reducción es de -2,71 V. Una posibilidad más razonable sería suponer la reducción de los iones H⁺ a hidrógeno elemental (potencial normal de reducción = O). Esto ocurre en solución fuertemente ácida, por ello la presencia de acidez favorece la corrosión.

Las reacciones que ocurren en los electrodos son:

Ánodo:

Fe -->  Fe²⁺  + 2e^-                 E⁰ = 0,41 V.      (Reacción 1)

Cátodo:

O₂ + 2H₂O + 4e^-  -->  4 OH^-           E⁰  = 0,40 V     (Reacción 2)

Los iones Fe²⁺ obtenidos en el ánodo forman con los iones OH^- del  cátodo hidróxido ferroso, que se oxida rápidamente para dar óxido férrico hidratado, Fe₂O₃ nH₂O (herrumbre). Cuando la concentración de protones es adecuada, otro proceso de reducción que también puede ocurrir en el cátodo es el siguiente:


Cátodo:     2H⁺  + 2e^-  -->  2H       (Reacción 3)

Los átomos de hidrógeno formados reaccionan rápidamente con el oxígeno disuelto para formar agua, según la reacción:

2H + 1/2 O₂  -->  H₂O     (Reacción 4)

y los iones Fe²⁺ se oxidan fácilmente con el oxígeno en presencia del agua formando, como en el caso anterior, óxido férrico hidratado.

El proceso electroquímico expuesto explica que la corrosión se lleve a cabo más rápidamente en medio ácido, ya que en este caso la mayor concentración de iones hidrógeno favorece tanto el proceso (Reacción 3) como el (Reacción 4), al disminuir la concentración de iones OH-.

Resumiendo: La superficie de un trozo de hierro en proceso de corrosión puede imaginarse constituida por una serie de diminutas pilas voltaicas. En el polo negativo de cada una de estas pilas, el hierro se oxida a iones Fe²⁺. En el polo positivo vecino (área catódica), el oxígeno elemental se redue a iones OH^- , o bien los protones se reducen a átomos de hidrógeno. Se transfieren electrones a través del hierro, que actúa como conductor externo de una pila voltaica ordinaria. El circuito eléctrico se completa con el movimiento de iones por la disolución acuosa que rodea a los electrodos de la pila de corrosión.

Si se ponen dos metales en contacto se disolverá el más activo, que actuará de ánodo de la pila, mientras que el menos activo actuará de cátodo y no sufrirá corrosión. Esta forma de proteger los metales se llama protección catódica. Un ejemplo de este tipo de protección es el llamado hierro galvanizado, que consiste en hierro recubierto con una capa de zinc. Otro metal que se utiliza mucho para proteger el hierro y el acero es el magnesio. Barras o bloques de magnesio, remachados en el hierro se ponen en los depósitos de agua y tuberías de grandes dimensiones, en los cascos de los barcos, buques cisterna, etc. La corrosión afecta al magnesio y no al hierro o acero de las instalaciones. Con el tiempo las ba rras de magnesio son reemplazadas por otras nuevas, y de este sencillo y económico modo se logran proteger instalaciones costosas

Si el metal depositado como revestimiento es menos activo que el hierro, hay que cuidar que no existan arañazos, zonas sin cubrir, etcétera, ya que existe el peligro de que grietas en su superficie puedan aumentar, en vez de evitar, la corrosión del hierro, puesto que en ellas tiene lugar más fácilmente la descarga de iones hidrógenos. Este es un problema que puede surgir con las latas de estaño (hojalata), que se fabrican aplicando una capa de estaño sobre una chapa de hierro. Si el alimento enlatado contiene ácido cítrico, por ejemplo, puede disolver algo del revestimiento de estaño, y dejar así expuesto el hierro que revestía. Al abrir la lata, queda su interior expuesto al aire, y se forma espontáneamente herrumbre.

Fíjemonos que en la protección catódica, el metal protector es más activo que el hierro, por lo que se corroe, teniéndolo que reponer al cabo de cierto tiempo, en tanto que en la protección con un metal noble (O que se pasiva) éste no se corroe y protege al hierro sólo por recubrimiento, por lo que deja de hacerlo en cuanto se produce una fisura (véase la siguiente figura ).

 Protección del hierro por recubrimiento con otros metales:   a) Zn.   b) Cu. 

       La corrosion produce grandes pérdidas al mundo y hemos de intentar evitarla, pero no pensemos tan negativamente acerca de ella. ¿Ha pensado alguna vez en las grandes ven lajas de la corrosión? Piense qué sería de la Humanidad si todas las estructuras metálicas cons¬truidas fueran indestructibles. El mundo civilizado sería ya un montón de chatarra.