Meccanismi di corrosione galvanica, esempi, protezione

IL Corrosione galvanica o elettrochimica È un processo attraverso il quale un metallo o una lega è degradato in modo più vertiginoso rispetto alla sua ossidazione convenzionale. Si può dire che si tratta di un'ossidazione accelerata e persino intenzionalmente guidata; Come nelle batterie o nelle batterie.

Ciò si svolge in una serie di condizioni. Innanzitutto, ci deve essere un metallo attivo, chiamato anodo. Inoltre, e in secondo luogo, ci deve essere un po 'di metallo nobile reattivo chiamato catodo. La terza e la quarta condizione sono la presenza di un mezzo in cui gli elettroni sono distribuiti, come l'acqua, e le specie ioniche o elettrolitiche.

Corona di ferro ossidato. Fonte: Pixnio.

La corrosione galvanica è osservabile soprattutto negli ambienti marini o sulle rive delle spiagge. Le correnti d'aria sollevano masse di vapore acqueo, che a loro volta trascinano alcuni ioni; Quest'ultimo finisce per aderire a un sottile strato d'acqua o gocce che poggiano sulla superficie del metallo.

Queste condizioni di umidità e salinità favoriscono la corrosione dei metalli. Cioè, una corona di ferro come quella nell'immagine superiore si ossiderà più rapidamente se è esposta alle vicine del mare.

La facilità che un metallo dovrà ossidarsi rispetto a un altro può essere misurata quantitativamente attraverso i suoi potenziali di riduzione; Nei libri di chimica ci sono tavoli abbondanti con questi potenziali e. Più negativo, maggiore è la tua inclinazione a ossidare.

Inoltre, se questo metallo è in presenza di un altro con un potenziale di riduzione molto positivo, quindi con un grande ΔE, l'ossidazione del metallo reattivo sarà più aggressiva. Altri fattori, come il pH, la forza ionica, l'umidità, la presenza di ossigeno e la relazione tra le aree del metallo che è ossidato e quella che è ridotta, sono anche importanti.

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Meccanismi

Concetti e reazioni

Prima di affrontare i meccanismi alla base della corrosione galvanica, alcuni concetti devono essere chiariti.

In una reazione Rédox una specie perde elettroni (ossidati) mentre un'altra li vince (è ridotto). L'elettrodo su cui si verifica l'ossidazione è chiamato anodo; E su cui si verifica la riduzione, il catodo (in inglese viene generalmente utilizzata la regola nemonica Redcat ricordare).

Pertanto, per un elettrodo (un pezzo, vite, ecc.) di un metallo m, se questo è ossidato si dice che sia l'anodo:

M => m^N+ + ne^-

Il numero di elettroni rilasciati sarà uguale all'entità del carico positivo del catione m^N+ risultante.

Quindi, un altro elettrodo o metallo (entrambi i metalli devono essere in qualche modo in contatto), riceve gli elettroni rilasciati; Ma questo non subita una reazione chimica se ottengono elettroni, poiché li condurrebbe solo (corrente elettrica).

Pertanto, ci deve essere un'altra specie in soluzione che questi elettroni possono accettare formalmente; Come facile da ridurre gli ioni metallici, ad esempio:

Può servirti: sistema disomogeneo

R^N+ + ne^- => R

Cioè, si formava uno strato di metallo R e l'elettrodo diventerebbe più pesante; mentre il metallo m perdeva la massa perché i loro atomi si dissolvono.

Depolarizzatori

E se non ci fossero cationi metallici che potrebbero essere ridotti sufficientemente? In tal caso, altre specie presenti nel mezzo prendono elettroni: Depolarizadores. Questi sono intimamente correlati al pH: O₂, H⁺, OH^- e h₂O.

Elettroni di ossigeno e guadagno d'acqua in una reazione espressa dalla seguente equazione chimica:

O₂ + 2h₂O + 4e^- => 4oh^-

Mentre ioni h⁺ Si trasformano in h₂:

2h⁺ + 2e^- => H₂

Cioè, oh specie^- e h₂ Sono prodotti comuni di corrosioni galvaniche o elettrochimiche.

Anche se il metallo R non partecipa a nessuna reazione, il fatto di essere più nobile che M promuova la sua ossidazione; E di conseguenza, ci sarà una maggiore produzione di ioni OH^- o idrogeno gas. Perché, dopo tutto, è la differenza tra i potenziali di riduzione, ΔE, uno dei motori principali di questi processi.

Corrosione di ferro

Meccanismo di corrosione per ferro. Fonte: Wikipedia.

Dopo i precedenti chiarimenti, è possibile affrontare l'esempio della corrosione del ferro (immagine superiore). Supponiamo che ci sia un sottile strato d'acqua in cui l'ossigeno si dissolve. Senza la presenza di altri metalli, saranno i depolarizadores che segnano le linee guida di reazione.

Pertanto, il ferro perderà alcuni atomi sulla sua superficie per dissolversi in acqua come cationi di fede²⁺:

Fe => fede²⁺ + 2e^-

I due elettroni viaggeranno il pezzo di ferro per essere un buon conduttore di elettricità. In modo che sia noto dove iniziarono l'ossidazione o il sito anodico; Ma non dove continuerà la riduzione o la posizione del sito catodico. Il sito catodico può essere ovunque; E maggiore è la sua area possibile, peggio sarà la corrosione del metallo.

Supponiamo che gli elettroni raggiungano un punto come mostrato nell'immagine superiore. Lì sia l'ossigeno che l'acqua soffrono la reazione già descritta, con la quale viene rilasciato OH^-. Questi anioni oh^- Possono reagire con la fede²⁺ Per formare fede (oh)₂, che precipita e subisce successive ossidazioni che finalmente lo trasformano in ruggine.

Nel frattempo, il sito anodico si sta spezzando sempre di più.

Esempi

Nella vita quotidiana gli esempi di corrosioni galvaniche sono numerosi. Non dobbiamo fare riferimento alla corona di ferro: qualsiasi artefatto fatto di metalli può subire lo stesso processo in presenza di ambienti bagnati e salini.

Può servirti: gruppo fosfato

Oltre alla spiaggia, l'inverno può anche contribuire con le condizioni ideali per la corrosione; Ad esempio, quando gettano sali sulla neve della strada per impedire alle auto di pattinare.

Dal punto di vista fisico, nei sindacati saldati di due metalli può trattenere l'umidità, essendo siti di corrosione attivi. Questo perché entrambi i metalli si comportano come due elettrodi e il più reattivo perderà i loro elettroni.

Se la produzione di ioni oh^- È considerevole, puoi persino eseguire la vernice dell'auto o il manufatto in questione.

Indici anodici

Si possono costruire i propri esempi di corrosioni galvaniche usando le tabelle potenziali di riduzione. Tuttavia, la tabella di indice anodico (semplificata da sola) sarà scelta per illustrare questo punto.

Indici anodici per metalli o leghe diverse. Fonte: Wikipedia.

Supponiamo, ad esempio che vorremmo costruire una cella elettrochimica. I metalli che sono la parte superiore della tabella degli indici anodici sono più catodo; cioè, sono facilmente ridotti e sarà quindi difficile averli in soluzione. Mentre i metalli che sono in basso sono più anodici o reagenti e corre facilmente.

Se scegliamo oro e berillio, entrambi i metalli non potrebbero stare insieme per lungo tempo, poiché il berillio si ossida con Extreme Rapid.

E se al contrario abbiamo una soluzione di ioni⁺ E immergiamo una barra di alluminio, si dissolverà allo stesso tempo che precipita in metallo particelle d'argento. Se questa barra si collega a un elettrodo di grafite, gli elettroni si recherebbero per depositare elettrochimicamente l'argento come un film d'argento.

E se al posto della barra di alluminio è fuori rame, la soluzione diventerebbe bluastra dalla presenza degli ioni Cu²⁺ in acqua.

Protezione contro la corrosione elettrochimica

Rivestimento sacrificale

Supponiamo che sia destinato a proteggere una lamina di corrosione in presenza di altri metalli. L'opzione più semplice sarebbe quella di aggiungere magnesio, che coprirebbe lo zinco in modo che, una volta ossidato, gli elettroni rilasciati dal magnesio riducono i cationi Zn²⁺ Indietro.

Tuttavia, il film di MGO sullo zinco prima piuttosto che successivamente sarebbe finito per crack, fornendo sito di corrente ad alta densità; cioè, la corrosione di zinco accelererebbe bruscamente in quei punti.

Questa tecnica di protezione contro la corrosione elettrochimica è nota come l'uso del rivestimento del sacrificio. Il più noto è lo zinco, usato nella famosa tecnica chiamata galvanizzazione. In essi, il metallo M è coperto, in particolare ferro, zinco (fede/zn).

Può servirti: fenolphthalein (C20H14O4)

Ancora una volta, lo zinco si ossida e il suo ossido serve a coprire il ferro e trasmettere elettroni che riducono la fede²⁺ che può essere formato.

Rivestimenti nobili

Supponiamo che tu voglia proteggere lo stesso foglio di zinco, ma ora il cromo verrà usato al posto del magnesio. Il cromo è più nobile (più catodico, vedere la tabella degli indici anodici) che zinco, ed è per questo che funziona come un nobile rivestimento.

Il problema di questo tipo di rivestimento è che una volta che si rompe, promuoverà e accelererà ulteriormente l'ossidazione del metallo sottostante; In questo caso, lo zinco è corroso anche più che essere coperto di magnesio.

E infine, ci sono altri rivestimenti che consistono in dipinti, materie plastiche, antiossidanti, grassi, resine, ecc.

Esperimento per bambini

Piastra di ferro in sali di rame

Un semplice esperimento può essere ideato dalla stessa tabella di indici anodici. Dissolvere una quantità ragionevole (meno di 10 grammi) di CUSO₄· 5h₂O in acqua, un bambino viene chiesto di immergersi su una piastra di ferro lucidata. Viene scattata una foto e il processo è autorizzato a svilupparsi per un paio di settimane.

La dissoluzione è inizialmente bluastra, ma inizierà a perdere la colorazione mentre la piastra di ferro acquisisce un colore rapioso. Questo perché il rame è nobile del ferro, e quindi i suoi cationi cu²⁺ Saranno ridotti al rame metallico dagli ioni assegnati dall'ossidazione del ferro:

Fe => fede²⁺ + 2e^-

Cu²⁺ + 2e^- => Cu

Pulizia dell'ossido d'argento

Gli oggetti d'argento si anneriscono nel tempo, specialmente se sono in contatto con una fonte di composti di zolfo. Il suo ossido può essere rimosso se l'oggetto è immerso in una vasca d'acqua con bicarbonato di sodio e foglio di alluminio. Il bicarbonato fornisce elettroliti che faciliteranno il trasporto di elettroni tra oggetto e alluminio.

Di conseguenza, il bambino può apprezzare che l'oggetto perde le sue macchie nere e brillerà con il suo caratteristico colore d'argento; Mentre il foglio di alluminio funzionerà fino alla scomparsa.

Riferimenti

1. SHIVER & ATKINS. (2008). Chimica inorganica. (Quarta edizione). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). Apprendimento del Cengage.
3. Wikipedia. (2019). Corrosione galvanica. Recuperato da: in.Wikipedia.org
4. Stephen inferiore. (16 giugno 2019). Corrosione elettochimica. Chimica librettexts. Recuperato da: Chem.Librettexts.org
5. L'università aperta. (2018). 2.4 Processo di corrosione: corrosione galvanica. Recuperato da: aperto.Edu
6. Customer Technical Service Brush Wellman Inc. (S.F.). Una guida alla corrosione galvanica. Spennella i materiali ingegnerizzati ingegnerizzati.
7. Giorgio Carboni. (1998). Esperimenti in electochimica. Estratto da: fensci.com