Protección catódica de una conducción de acero con ánodos de magnesio
Una empresa de distribución de gas natural inspecciona un tramo de tubería de acero enterrada en terreno húmedo. Para frenar la corrosión se instalaron ocho ánodos de sacrificio de magnesio (M = 24,3 g·mol⁻¹) conectados eléctricamente a la conducción. En la última campaña se mide una corriente de protección total de 15,0 mA, que circula del ánodo a la tubería. Datos: E°(Mg²⁺/Mg) = −2,37 V; E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V; E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V; 1 año = 3,15·10⁷ s; F = 96 500 C·mol⁻¹. En el mismo terreno hay una toma de tierra de cobre que quedó conectada accidentalmente a la conducción, y en una zona próxima el pH del suelo ha bajado a 4,0 por filtraciones ácidas. El jefe de mantenimiento sospecha que el sistema ya no protege la tubería y pide un informe cuantitativo antes de renovar los ánodos.
1. Calcula la masa de magnesio que se consume al año con la corriente medida.
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Carga total en un año: Q = I·t = 0,0150 A × 3,15·10⁷ s = 4,73·10⁵ C
Moles de electrones: n(e⁻) = 4,73·10⁵ / 96 500 = 4,90 mol
Semirreacción anódica: Mg → Mg²⁺ + 2e⁻ → n(Mg) = 4,90/2 = 2,45 mol
Masa: m = 2,45 × 24,3 = 59,5 g·año⁻¹
Repartido entre ocho ánodos, unos 7,4 g por ánodo y año. Si cada ánodo pesa, por ejemplo, 2 kg, la duración teórica sería de siglos: la cifra indica que la corriente medida es demasiado baja para la masa instalada, o que el ánodo está pasivado y la medida no refleja el proceso real. Esa incoherencia es la que debe investigarse antes de comprar ánodos nuevos.
2. Explica con potenciales por qué el magnesio protege al hierro y qué cambia al conectar la toma de tierra de cobre.
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Par Mg/Fe: Ánodo (se oxida): Mg → Mg²⁺ + 2e⁻, E° = −2,37 V Cátodo: Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe, E° = −0,44 V E°pila = E°cátodo − E°ánodo = −0,44 − (−2,37) = +1,93 V ≫ 0
La reacción global Mg + Fe²⁺ → Mg²⁺ + Fe está muy desplazada: el magnesio se disuelve y el hierro queda catódico, es decir, no se oxida. Eso es la protección catódica por ánodo de sacrificio.
Con el cobre conectado se crea un par Fe/Cu: E°pila = 0,34 − (−0,44) = +0,78 V ≫ 0
Ahora el hierro es el ánodo y el cobre el cátodo: la tubería se corroe. Además, como la superficie de cobre es pequeña frente a la de acero, la corrosión se concentra en la unión (efecto de ánodo pequeño/cátodo grande) y produce picaduras perforantes en poco tiempo. Los ánodos de magnesio siguen protegiendo el conjunto, pero parte de su corriente se consume en polarizar el cobre.
Decisión: aislar eléctricamente la toma de tierra mediante una junta dieléctrica o sustituirla por un material compatible; no basta con reponer ánodos.
3. En la zona de pH 4, ¿qué reacción catódica compite y qué consecuencias tiene para el consumo de ánodo y para la integridad de la tubería?
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A pH 4 el potencial de reducción del protón es: E = 0,00 − 0,059·pH = 0,00 − 0,24 = −0,24 V
Es un oxidante accesible: compite con la reducción de O2 y añade la reacción 2H⁺ + 2e⁻ → H2 sobre la superficie de la tubería (y sobre el propio ánodo). Además, el ácido ataca directamente al acero: Fe + 2H⁺ → Fe²⁺ + H2.
Consecuencias:
- Aumenta la demanda de corriente: parte de los electrones que suministra el Mg se gastan en reducir protones en vez de polarizar el acero, por lo que el consumo real de ánodo será mayor que los 59,5 g·año⁻¹ calculados con la corriente medida (que además puede estar infravalorada).
- Riesgo de fragilización por hidrógeno: el H atómico generado puede difundir en el acero y provocar grietas, especialmente en zona soldada.
- Sobrepolarización: si se fuerza la corriente para compensar, el H2 se desprende en la superficie de la tubería, puede despegar el recubrimiento y crear pilas de corrosión bajo el revestimiento. Conviene mantener el potencial en la ventana de protección (aprox. −0,85 a −1,05 V frente a Cu/CuSO4) y corregir el origen de la acidez, no solo aumentar la corriente.