CORROSIONE GALVANICA: MECCANISMI, ESEMPI, PROTEZIONE - CHIMICA - 2025

La corrosione galvanica o elettrochimica è un processo mediante il quale un metallo o una lega si degrada più rapidamente rispetto all'ossidazione convenzionale. Si può dire che si tratta di un'ossidazione accelerata e, addirittura, intenzionalmente promossa; come accade nelle celle o nelle batterie.

Ciò avviene in una serie di condizioni. Innanzitutto, deve esserci un metallo attivo, chiamato anodo. Inoltre, e in secondo luogo, deve esserci un metallo nobile a bassa reattività chiamato catodo. La terza e la quarta condizione sono la presenza di un mezzo in cui si propagano gli elettroni, come l'acqua, e di specie ioniche o elettroliti.

Corona in ferro arrugginito. Fonte: Pixnio.

La corrosione galvanica è particolarmente osservabile in ambienti marini o sulle rive delle spiagge. Le correnti d'aria sollevano masse di vapore acqueo, che a loro volta trasportano alcuni ioni; questi ultimi finiscono per aderire a un sottile strato d'acqua o gocce che poggiano sulla superficie metallica.

Queste condizioni di umidità e salinità favoriscono la corrosione del metallo. Cioè, una corona di ferro come quella nell'immagine sopra arrugginirà più rapidamente se è esposta in prossimità del mare.

La facilità che un metallo dovrà ossidarsi rispetto ad un altro può essere misurata quantitativamente attraverso i suoi potenziali di riduzione; Le tabelle con queste potenzialità abbondano nei libri di chimica: più sei negativo, maggiore è la tua inclinazione alla ruggine.

Allo stesso modo, se questo metallo è in presenza di un altro con un potenziale di riduzione molto positivo, avendo quindi un grande ΔE, l'ossidazione del metallo reattivo sarà più aggressiva. Sono importanti anche altri fattori, come il pH, la forza ionica, l'umidità, la presenza di ossigeno e la relazione tra le aree del metallo che si ossidano e quelle che si riducono.

meccanismi

Concetti e reazioni

Prima di affrontare i meccanismi alla base della corrosione galvanica, è necessario chiarire alcuni concetti.

In una reazione redox, una specie perde elettroni (si ossida) mentre un'altra li guadagna (riduce). L'elettrodo su cui avviene l'ossidazione è chiamato anodo; e su cui avviene la riduzione, catodo (in inglese si usa solitamente la regola mnemonica redcat per ricordarlo).

Quindi, per un elettrodo (un pezzo, una vite, ecc.) Di un metallo M, se si ossida, si dice che sia l'anodo:

M => M ^{n +} + ne ^-

Il numero di elettroni rilasciati sarà uguale alla grandezza della carica positiva del catione risultante M ^{n +} .

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

Pertanto, deve esserci un'altra specie in soluzione che può accettare formalmente questi elettroni; come ioni metallici facilmente ridotti, ad esempio:

R ^{n +} + ne ^- => R

Cioè, si formerebbe uno strato di metallo R e l'elettrodo diventerebbe quindi più pesante; mentre il metallo M perderebbe massa a causa della dissoluzione dei suoi atomi.

depolarizzanti

E se non ci fossero cationi metallici che potrebbero essere ridotti abbastanza facilmente? In tal caso, altre specie presenti nel mezzo prenderanno gli elettroni: i depolarizzatori. Questi sono strettamente correlati al pH: O ₂ , H ⁺ , OH ^- e H ₂ O.

L'ossigeno e l'acqua guadagnano elettroni in una reazione espressa dalla seguente equazione chimica:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Mentre gli ioni H ⁺ si trasformano in H ₂ :

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

È cioè la specie OH ^- e H ₂ sono prodotti comuni di corrosione galvanica o elettrochimica.

Anche se il metallo R non partecipa ad alcuna reazione, il fatto che sia più nobile di M ne favorisce l'ossidazione; e di conseguenza, ci sarà una maggiore produzione di OH ^- ioni o gas idrogeno. Perché, in fondo, è la differenza tra i potenziali di riduzione, ΔE, uno dei principali driver di questi processi.

Corrosione del ferro

Meccanismo di corrosione del ferro. Fonte: Wikipedia.

Dopo i chiarimenti precedenti si può affrontare l'esempio della corrosione del ferro (immagine in alto). Supponiamo che ci sia un sottile strato di acqua in cui l'ossigeno si dissolve. Senza la presenza di altri metalli, saranno i depolarizzatori a dare il tono alla reazione.

Pertanto, il ferro perderà alcuni atomi dalla sua superficie per dissolversi in acqua come cationi Fe ²⁺ :

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

I due elettroni viaggeranno attraverso il pezzo di ferro perché è un buon conduttore di elettricità. Quindi si sa dove è iniziata l'ossidazione o il sito dell'anodo; ma non dove procederà la riduzione o la localizzazione del sito catodico. Il sito del catodo può essere ovunque; e maggiore è la sua area possibile, peggiore sarà la corrosione del metallo.

Supponiamo che gli elettroni raggiungano un punto come mostrato nell'immagine sopra. Ci sia ossigeno e acqua subiscono la reazione già descritta, con la quale OH ^- viene rilasciato . Questi OH ^- anioni possono reagire con Fe ²⁺ a formare Fe (OH) ₂ , che precipita e subisce successive ossidazioni che alla fine trasformano in ruggine.

Nel frattempo, il sito dell'anodo si rompe sempre di più.

Esempi

Nella vita di tutti i giorni gli esempi di corrosione galvanica sono numerosi. Non dobbiamo fare riferimento alla corona in ferro: qualsiasi manufatto in metallo può subire la stessa lavorazione in presenza di ambienti umidi e salini.

Oltre alla spiaggia, l'inverno può fornire anche le condizioni ideali per la corrosione; ad esempio, quando si spala il sale nella neve sulla strada per evitare che le auto slittino.

Da un punto di vista fisico, l'umidità può essere trattenuta nei giunti saldati di due metalli, essendo siti attivi di corrosione. Questo perché entrambi i metalli si comportano come due elettrodi, con quello più reattivo che perde i suoi elettroni.

Se la produzione di OH ^- ioni è notevole, è anche in grado di corrodere la vernice della macchina o il dispositivo in questione.

Indici anodici

Si possono costruire i propri esempi di corrosione galvanica utilizzando le tabelle dei potenziali di riduzione. Tuttavia, per illustrare questo punto verrà scelta la tabella degli indici anodici (semplificata di per sé).

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

Supponiamo ad esempio di voler costruire una cella elettrochimica. I metalli che sono in cima alla tabella dell'indice anodico sono più catodici; cioè si riducono facilmente e sarà quindi difficile averli in soluzione. Mentre i metalli che si trovano nella parte inferiore sono più anodici o reattivi e si corrodono facilmente.

Se scegliamo l'oro e il berillio, entrambi i metalli non potrebbero stare insieme a lungo, poiché il berillio si ossiderebbe molto rapidamente.

E se, d'altra parte, abbiamo una soluzione di ioni Ag ⁺ e vi immergiamo una barra di alluminio, si dissolverà nello stesso momento in cui precipitano le particelle di argento metallico. Se questa barra fosse collegata a un elettrodo di grafite, gli elettroni viaggerebbero su di essa per depositare elettrochimicamente argento su di essa come una pellicola d'argento.

E se invece della barra di alluminio fosse di rame, la soluzione diventerebbe bluastra per la presenza di ioni Cu ²⁺ nell'acqua.

Protezione dalla corrosione elettrochimica

Rivestimenti sacrificali

Supponiamo di voler proteggere un foglio di zinco dalla corrosione in presenza di altri metalli. L'opzione più semplice sarebbe quella di aggiungere magnesio, che rivestirebbe lo zinco in modo che, una volta ossidati, gli elettroni rilasciati dal magnesio riducano i cationi Zn ²⁺ .

Tuttavia, il film di MgO sullo zinco finirebbe per rompersi prima o poi, fornendo siti anodici ad alta densità di corrente; cioè, la corrosione dello zinco accelererebbe bruscamente proprio in quei punti.

Questa tecnica di protezione dalla corrosione elettrochimica è nota come uso di rivestimenti sacrificali. Il più noto è lo zinco, utilizzato nella famosa tecnica chiamata zincatura. In essi, il metallo M, in particolare il ferro, è rivestito di zinco (Fe / Zn).

Anche in questo caso, lo zinco si ossida e il suo ossido serve a ricoprire il ferro e trasmettergli elettroni che riducono il Fe ²⁺ che si può formare.

Rivestimenti nobili

Supponiamo di nuovo di voler proteggere lo stesso foglio di zinco, ma ora userete il cromo invece del magnesio. Il cromo è più nobile (più catodico, vedere la tabella dei numeri anodici) dello zinco e quindi funziona come rivestimento nobile.

Il problema con questo tipo di rivestimento è che una volta incrinato, promuoverà ulteriormente e accelererà l'ossidazione del metallo sottostante; in questo caso lo zinco si corrode ancor più che rivestito di magnesio.

E infine, ci sono altri rivestimenti che consistono in vernici, plastica, antiossidanti, grassi, resine, ecc.

Esperimento per bambini

Piastra di ferro in dissoluzione di sali di rame

Un semplice esperimento può essere ideato dalla stessa tabella degli indici anodici. Dissolvendo una quantità ragionevole (meno di 10 grammi) di CuSO ₄ · 5H ₂ O in acqua, a un bambino viene chiesto di immergerlo in una piastra di ferro lucidato. Viene scattata una foto e il processo può svolgersi per un paio di settimane.

La soluzione è inizialmente bluastra, ma inizierà a sbiadire mentre la piastra di ferro assume un colore ramato. Questo perché il rame è più nobile del ferro, e quindi i suoi cationi Cu ²⁺ saranno ridotti a rame metallico dagli ioni dati dall'ossidazione del ferro:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Pulizia con ossido d'argento

Gli oggetti d'argento diventano neri nel tempo, soprattutto se sono a contatto con una fonte di composti di zolfo. La sua ruggine può essere rimossa immergendo l'oggetto in una vasca d'acqua con bicarbonato di sodio e carta stagnola. Il bicarbonato fornisce gli elettroliti che faciliteranno il trasporto di elettroni tra l'oggetto e l'alluminio.

Di conseguenza, il bambino apprezzerà che l'oggetto perde le sue macchie nere e risplenderà del suo caratteristico colore argento; mentre il foglio di alluminio si corroderà per scomparire.

Riferimenti

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimica inorganica. (Quarta edizione). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
3. Wikipedia. (2019). Corrosione galvanica. Estratto da: en.wikipedia.org
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6. Spazzola per assistenza tecnica clienti Wellman Inc. (sf). Una guida alla corrosione galvanica. Pennello Wellman Engineered Materials.
7. Giorgio Carboni. (1998). Esperimenti in elettrochimica. Estratto da: funsci.com