El químico sueco Arrhenius fue el primero en descubrir que algunas sustancias en disolución se encuentran en forma de iones y no de moléculas, incluso en ausencia de una diferencia de potencial eléctrico. Cuando un electrólito se introduce en una disolución, se disocia parcialmente en iones separados, y que el grado de disociación depende de la naturaleza del electrólito y de la concentración de la disolución. Según la teoría de Arrhenius, al disolver una determinada cantidad de cloruro de sodio en un gran volumen de agua, los iones se disocian en mayor grado que si esa misma cantidad se disuelve en un volumen menor de agua.
La teoría de Debye-Hückel afirma que los electrólitos están totalmente disociados en una disolución. La tendencia de los iones a emigrar y conducir la electricidad queda retardada por las atracciones electrostáticas entre los iones de cargas opuestas y entre los iones y el disolvente. A medida que aumenta la concentración de la disolución, se incrementa el efecto retardante. Así, una cantidad fija de cloruro de sodio resulta mejor conductor si se disuelve en un gran volumen de agua, al encontrarse los iones más apartados entre sí, ejerciendo una atracción menor respecto a los demás y respecto a las moléculas del disolvente. Sin embargo, los iones no tienen libertad total para emigrar.
La constante dieléctrica del disolvente es otro factor importante en las propiedades de la disolución. La ionización es mayor en un disolvente como el agua, que tiene una constante dieléctrica elevada.
Electrólisis
Si se coloca un par de electrodos en una cuba que contenga una disolución de un electrólito y se conecta una fuente de corriente continua y un galvanómetro entre ellos, se observará en el galvanómetro la circulación de la corriente eléctrica (fig. 2).
Corriente eléctrica y movimiento de iones
Los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo cátodo y los iones negativos hacia el positivo ánodo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas. La acción de una corriente sobre un electrólito puede entenderse con un ejemplo sencillo de la figura 3.
Reacciones de Electrodo
¿Qué le sucede a un ion en movimiento cuando llega al electrodo que lo atrae?. Se considerará al cloruro de sodio fundido, un sistema qué sólo contiene dos tipos de iones y no otras partículas. Se utilizarán electrodos inertes que no reaccionan químicamente con los iones sodio y cloruro. Los iones de sodio (+) o cationes, son atraídos hacia el electrodo negativo (cátodo). El cátodo se hace negativo por la acción de un generador el cual, le bombea electrones.
Los electrones del cátodo están en un estado de elevada energía potencial. El ion sodio tiene carga positiva, esto significa que atrae electrones y que un electrón de un átomo de sodio tendría una menor energía potencial que un electrón del cátodo. Por lo tanto los electrones del cátodo se desplazan hacia el catión, por diferencia de energía potencial. En el cátodo los iones de sodio se convierten en átomos de sodio por adición de un electrón. Este es un cambio químico y puede representarse con la siguiente ecuación:
Na+ + e- ® Na °
Adviértase que este cambio químico representa una ganancia de electrones, por lo tanto el sodio se redujo y pasó a estado metálico. El cambio químicos que siempre ocurre en el cátodo es de reducción.
Ahora se considerará lo que sucede en el ánodo. El ánodo es positivo ya que el generador bombea electrones fuera de él y además atrae iones cloruro (-) o aniones. En el ánodo los electrones poseen baja energía potencial. En cambio los electrones externos del ion cloruro se encuentran en un estado de potencial elevado. Cuando los iones cloruro llegan al ánodo le proporcionan electrones a este. Los electrones pasan de un estado de energía potencial elevada a uno de baja energía potencial. El cambio ocurrido en el ánodo puede representarse con otra ecuación:
2Cl- ® Cl2 + 2e-
Los iones cloruro pierden electrones transformándose en átomos de cloro, los cuales a su vez forman moléculas de cloro gaseoso. La reacción anódica siempre es de oxidación.
Aquí se han mostrado las reacciones de oxidación y reducción por separado pues ocurren en diferentes puntos, sin embargo estos procesos no ocurren independientemente. El generador no produce electrones, sólo los transporta de un lugar a otro, así los electrones que el generador suministra al cátodo, provienen del ánodo. El proceso de reducción no puede ocurrir sin que al mismo tiempo se realice el de oxidación. La función del generador es elevar la energía potencial de los electrones del cátodo.
Estas reacciones de electrodo se llaman semireacciones, y la reacción global de la electrólisis del cloruro de sodio es:
2Na+ + 2Cl- ® 2Na ° + Cl2
La naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.
Leyes de la Electrólisis
Los siguientes conceptos son referidos a la corriente eléctrica necesarios para comprender el significado de las leyes de Faraday:
1) La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor se mide en Coulomb.
q = carga ® [q] = coulomb
2) La intensidad de la corriente (caudal de electrones) expresa la cantidad de electricidad que circula por un conductor por unidad de tiempo. La intensidad de la corriente se mide en Amperes.
i = q/t Ãz q = i.t ® [i] = A
3) Cuando una fuente fuerza a los electrones a circular por un conductor, se presenta una resistencia al flujo de corriente y se produce una caída de potencial. La resistencia eléctrica se mide en Ohms,y la diferencia de potencial en Voltios.
E = i.R ® [E] = V y [R] = ohm
Primera Ley de Faraday: La masa de un elemento depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución del electrólito o del electrólito fundido.
m = ?.i.t
donde # es una constante que depende del catión y se denomina equivalente electroquímico (se verá más adelante).
Cuando se realiza, por ejemplo, la electrólisis de una solución de sulfato cúprico (CuSO4) sucede lo siguiente (fig. 4):
Cu2SO4 + H2O ® Cu++ + SO4= + H+ + HO-
Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se mueve hacia el cátodo, adquiere dos electrones y se deposita en el electrodo como elemento cobre. El ion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno.
2Cu++® 2Cu ° – 4e-
2HO- ® O2 + 2H+ + 4e-
2Cu2SO4 + 2H2O ® 2Cu ° + 2H2SO4 + O2
Cuando circula más corriente (más coulombios) más cobre se deposita, pues más electrones han circulado permitiendo que más iones cobre (Cu++) se conviertan en elemento cobre (Cu°).
Segunda Ley de Faraday: Las masas de elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos.
Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entre el peso atómico gramo de ese elemento y su valencia:
Eq = Pa/V
Para probar esta segunda ley se hace pasar la misma cantidad de electricidad a través de varias cubas con diferentes soluciones salinas, como indica la figura. Midiendo la cantidad de plata y de cobre depositados en el cátodo se llega a la comprobación de la ley:
m Ag+ / m Cu++ = Eq Ag/ Eq Cu
m Ag+ / m Cu++ = 107,8/31,75
O sea que las masas de plata y de cobre depositadas en los electrodos se hallan en relación de: 107,8 /31,75.
Número de Faraday: Para depositar el equivalente químico de cualquier elemento se necesita la misma cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) es de 96500 coulomb (96494).
Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H+, 107,8 gr de Ag+, 31.75 gr de Cu++ o 63.5 gr de Cu+ son necesarios 96500 coulomb.
Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02.1023 electrones, de lo que se deduce que la carga de un electrón es 1,6 .10-19 coulomb.
Equivalente electroquímico: Se llama equivalente electroquímico # a la masa de un elemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb.
? = Eq/F
En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrólito sigue las leyes de Faraday.
Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente.
CELDA VOLTAICA
Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica (fig. 6). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo). El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica.
Si ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura acusará 1,10 V, esto debido a que el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de -0,337 V, por lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor potencial).
Obsérvese que el metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la lamparita por una batería la reacción de una se invertirá, creando una celda electrolítica,convirtiendo energía eléctrica en energía potencial química (fig. 7).
Las semireacciones correspondientes son:
Anodo:
Zn° ® Zn++ + 2e-
Cátodo:
Cu++ + 2e- ® Cu°
Una celda voltaica es un dispositivo para producir energía eléctrica a partir de una reacción redox. La principal característica de la celda voltaica es la pared porosa que separa las dos soluciones evitando que se mezclen. La pared es porosa para que los iones la atraviesen. La hemicelda del ánodo adquiere un exceso de iones de Zn positivos (para mantener la neutralidad eléctrica necesita iones negativos), al mismo tiempo, la hemicelda del cátodo consume iones de Cu (para mantener la neutralidad,éste debe eliminar iones negativos).Los iones SO4= atraviesan la pared porosa para satisfacer la neutralidad eléctrica de ambas hemiceldas. Los tipos de celdas más comunes son: las pilas y el acumulador de plomo.
Potenciales: No hay manera de medir la energía potencial de una hemicelda, sin embargo, la diferencia de potencial entre dos hemiceldas de una celda voltaica puede medirse con un voltímetro. Esta diferencia de potencial es una medida de la tendencia relativa de las dos sustancias para absorber electrones. Si a la hemicelda de cobre se le asigna arbitrariamente un potencial de cero, se dice que la hemicelda de cinc tiene un potencial de -1,10 v (fig. 6), el signo negativo, indica que es menos probable que los iones de cinc absorban electrones que los iones cobre. En cambio, si le asignamos potencial cero a la hemicelda de cinc, el cobre tendrá potencial +1,10 v.
En la práctica, se le asigna potencial cero a la hemicelda de hidrógeno, esta se compone de una lámina de platino, y se introduce en una solución de iones hidrógeno (H+) uno molar. Se hace burbujear hidrógeno gaseoso en la solución alrededor del platino (el hidrógeno gaseoso procede de un cilindro cuya presión es de 1 atm). Las moléculas de H2 se adsorben sobre la superficie del platino y forman el electrodo (fig. 8). La semirreacción es:
H+ + e- « ½H2
Si se utiliza la hemicelda de hidrógeno con la de cinc, el potencial será de – 0,76 v. Si se utiliza la hemicelda de hidrógeno con la de cobre, el potencial será de + 0,34 v. De esta manera se determinan experimentalmente los potenciales de casi todas las reacciones redox (ver tabla). A estos valores se los denomina potenciales electroquímicos normales
Potenciales de reducción normales de semireacciones
(Concentraciones iónicas, 1M en agua a 25 °C)
Aplicaciones Industriales
La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna.
Producción y Refinado de Metales
Soda Cáustica: La soda o sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel.
Horno Eléctrico: aplicación industrial importante de la electrólisis, que se utiliza para la producción de aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente.
1. Aluminio: es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. Es un metal poco electronegativo y extremamente reactivo. Se encuentra normalmente en forma de silicato de aluminio puro o mezclado con otros metales como sodio, potasio, hierro, calcio y magnesio, pero nunca como metal libre. La bauxita, un óxido de aluminio hidratado impuro, es la fuente comercial de aluminio y de sus compuestos.
Para la electrólisis del óxido de aluminio unido a la criolita (Na3Al F6) se emplean cubas de hierro recubiertas por carbón de retorta, que hace de cátodo y ánodos de grafito.
Primero se coloca en el interior de la cuba, criolita y se acercan los ánodos a las paredes de la cuba, de esta forma se genera un arco eléctrico (1000 C°) que funde la criolita. Se añade entonces el óxido de aluminio y comienza la electrólisis. El cátodo se va consumiendo durante el proceso y aluminio fundido se deposita en el fondo de la cuba donde se retira por un orificio lateral, ubicado en la parte inferior de la misma.
Anodo:
6O= + 3C ® 3CO2 + 12e-
Cátodo:
4Al+++ + 12e- ® 4Al°
Reacción global:
2AL2O3 Ã> 4AL+++ + 6O=
Este proceso sigue siendo el método principal para la producción comercial de aluminio, aunque se están estudiando nuevos métodos. La pureza del producto se ha incrementado hasta un 99,5% de aluminio puro en un lingote comercialmente puro; posteriormente puede ser refinado hasta un 99,99 por ciento.
La producción mundial de aluminio ha experimentado un rápido crecimiento, aunque se estabilizó a partir de 1980. En 1900 esta producción era de 7.300 toneladas, en 1938 de 598.000 toneladas y en 1993 la producción estimada de aluminio primario era de unos 19 millones de toneladas.
2. Manganeso: El manganeso puro se obtiene por la combustión del dióxido de manganeso (pirolusita) con polvo de aluminio y por la electrólisis del sulfato de manganeso. Este metal no se da en la naturaleza en estado puro, pero se encuentra ampliamente distribuido en todo el mundo en forma de menas. Ocupa el lugar 12 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.
3. Sodio: Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mar y en los lagos salinos como cloruro de sodio, y con menor frecuencia como carbonato de sodio y sulfato de sodio. El sodio comercial se prepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.
El método Downs para el refinado del sodio consta de un aparato que esta constituido por una caldera de hierro A, por cuya parte inferior entra un ánodo de grafito B. El cátodo C entra en la masa fundida de NaCl. Al circular una corriente por el cloruro de sodio fundido, se producen las siguientes reacciones.
Anodo:
2Cl- – 2e- ® Cl2°
Cátodo:
2Na+ + 2e- ® 2Na°
Reacción global:
2ClNa Ã>2Na+ + 2Cl-
El sodio por su baja densidad,flota y se extrae por D mientras el cloro se desprende en E.
Refinado Electrolítico: estos métodos se utilizan para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza.
1. Plomo: Una fuente importante de obtención de plomo son los materiales de desecho industriales, que se recuperan y funden. El plomo en bruto suele purificarse removiendo plomo fundido en presencia de aire. Los óxidos de las impurezas metálicas suben a la superficie y se eliminan. Los grados más puros de plomo se obtienen refinando electrolíticamente.
2. Estaño: El estaño ocupa el lugar 49 entre los elementos de la corteza terrestre. El mineral principal del estaño es el SnO2 (casiterita). En la extracción de estaño,primero se muele y se lava el mineral para quitarle las impurezas, y luego se calcina para oxidar los sulfuros de hierro y de cobre. Después de un segundo lavado, se reduce el mineral con carbono en un horno de reverbero; el estaño fundido se recoge en la parte inferior y se moldea en bloques conocidos como estaño en lingotes. El metal obtenido se purifica por fusión, liberándolo de su principal impureza: el hierro, alcanza así una pureza del 90%. Luego se lo refina electrolíticamente.
3. Cobre: El cobre puede encontrarse en estado puro, frecuentemente se encuentra agregado con otros metales como el oro, plata, bismuto y plomo, apareciendo en pequeñas partículas en rocas,aunque se han encontrado masas compactas de hasta 420 toneladas.. Este metal puede galvanizarse fácilmente como tal o como base para otros metales. El cobre ocupa el lugar 25 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.
La metalurgia del cobre varía según la composición de la mena. Las menas más importantes, las formadas por sulfuros, no contienen más de un 12% de cobre, llegando en ocasiones tan sólo al 1%, y han de triturarse y concentrarse por flotación. Los concentrados se funden en un horno de reverbero que produce cobre metálico en bruto con una pureza aproximada del 98%. Este cobre en bruto se purifica posteriormente por electrólisis, obteniéndose barras con una pureza que supera el 99,9 por ciento.
Para refinar el cobre bruto se emplea el método electrolítico. Se coloca al cobre bruto como ánodo, en una cuba electrolítica que contiene una solución de CuSO4. El sulfato cúprico se disocia de la siguiente forma:
CuSO4 Ã> Cu++ + SO4=
El polo negativo o cátodo, esta constituido por láminas de cobre puro.
Al circular la corriente, los cationes cobre se dirigen al cátodo, donde se reducen, captando electrones y depositándose como cobre metálico,mientras los iones sulfato se dirigen al ánodo y reaccionan con el cobre impuro, formando sulfato cúprico, que vuelve a la solución.
Cátodo:
Cu++ + 2e- ® Cu°
Anodo:
SO4= – 2e – ® SO4°
Reacción global:
SO4 + Cu ® CuSO4
4. Oro: El oro se encuentra en la naturaleza en las vetas de cuarzo y en los depósitos de aluviones secundarios como metal en estado libre o combinado. Está distribuido por casi todas partes aunque en pequeñas cantidades, ocupando el lugar 75 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Casi siempre se da combinado con cantidades variables de plata.
El cianuro de oro y potasio se utiliza para el dorado electrolítico. El oro se extrae de la grava o de rocas trituradas disolviéndolo en disoluciones de mercurio (proceso de amalgama) o de cianuro (proceso de cianuro). Algunas menas, sobre todo aquéllas en las que el oro está combinado químicamente con teluro, deben ser calcinadas antes de su extracción. El oro se recupera de la solución electrolíticamente y se funde en lingotes. Para que una roca sea rentable debe contener un mínimo de una parte de oro por 300.000 partes de material desechable.
El oro puro es el más maleable y dúctil de todos los metales, puede golpearse con un martillo hasta conseguir un espesor de 0,000013 cm y una cantidad de 29 g se puede estirar hasta lograr un cable de 100 km de largo.
5. Plata: La plata ocupa el lugar 66 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No existe apenas en estado puro. La plata pura también se encuentra asociada con el oro puro en una aleación conocida como oro argentífero, y al procesar el oro se recuperan considerables cantidades de plata. La plata está normalmente asociada con otros elementos (siendo el azufre el más predominante) en minerales y menas. La plata también se encuentra como componente en las menas de plomo, cobre y cinc, y la mitad de la producción mundial de plata se obtiene como subproducto al procesar dichas menas. En 1993, se produjeron en todo el mundo cerca de 13.000 toneladas.
Normalmente,la plata se extrae de las menas de plata calcinando la mena en un horno para convertir los sulfuros en sulfatos y luego precipitar químicamente la plata metálica. Hay varios procesos metalúrgicos para extraer la plata de las menas de otros metales. En el proceso de amalgamación, se añade mercurio líquido a la mena triturada, y se forma una amalgama de plata. Después de extraer la amalgama de la mena, se elimina el mercurio por destilación y queda la plata metálica. En los métodos de lixiviación, se disuelve la plata en una disolución de una sal (normalmente cianuro de sodio) y después se precipita la plata poniendo la disolución en contacto con cinc o aluminio. La plata impura obtenida en los procesos metalúrgicos se refina por métodos electrolíticos.
Tratamientos Anticorrosivos de Superficie
Son aquellos que impiden la corrosión cubriendo al metal que se desea proteger con una película adherente de un metal que no se corroa. La película puede ser construida con materiales variados: metálicos, inorgánicos u orgánicos. En este trabajo estudiaremos aquellos tratamientos que se realicen por medios electrolíticos.
Galvanotecnia
Proceso electrolítico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos además se galvanizan para obtener una superficie dura o un acabado atractivo. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cinc, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotecnia.
En este proceso, el objeto que va a ser cubierto actúa como cátodo en una cuba electrolítica que contiene una solución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor, compuesto por el metal recubridor, se conecta al terminal positivo de la fuente de electricidad actuando como ánodo. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V.
Cuando se pasa la corriente a través de la solución, los átomos del metal recubridor se depositan en el cátodo. Esos átomos son sustituidos en el baño por los del ánodo, si está compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al baño periódicamente la sal correspondiente, como ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un equilibrio entre el metal que sale y el metal que entra en la disolución hasta que el objeto está galvanizado. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito. La cera o los diseños de plástico para la electrotipia, y las matrices de los discos fonográficos se recubren de esta manera.
Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, se debe pulir bien la pieza y limpiar el objeto a fondo, eliminando polvo, grasa y suciedad, ya sea sumergiéndolo en una solución ácida o cáustica (después se lava y se introduce en la solución), o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante.
Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (d = i/s, donde s es la superficie del cátodo), la concentración de la solución y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa.
Baño de Cromo: Es el baño electrolítico en el cual el cromo es el metal recubridor. El cromo tienen poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas. Al depositarse electrolíticamente,el cromo proporciona un acabado brillante y resistente a la corrosión. Debido a ello se emplea a gran escala en el acabado de vehículos.
Baño de Cadmio: Es el baño electrolítico en el cual el cadmio es el metal recubridor. El cadmio puede depositarse electrolíticamente en los metales para recubrirlos, principalmente en el hierro o el acero, en los que forma capas químicamente resistentes.
La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros.
Protección Catódica
La protección catódica de tuberías y cascos de buques se logra, formando pares Fe – Zn o Fe – Mg. En el caso de tuberías,se clavan barras de cinc o de magnesio en el suelo y se las pone en contacto con la tubería. Los electrones pasan del cinc al hierro de la tubería, el cual queda protegido. En los cascos de los buques, se adhieren bloques de magnesio. Estos bloques, debido a su mayor potencial de oxidación, se corroen, actuando como ánodo, protegiendo al hierro del casco. Dicha protección dura mientras no se consuma el magnesio. Llegado ese caso los bloques de magnesio son reemplazados.
Autor:
Patricia Guerrero
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