COROZIUNEA GALVANICĂ: MECANISME, EXEMPLE, PROTECȚIE - CHIMIE - 2025

Coroziunii galvanic sau electrochimică este un proces prin care un metal sau aliaj se degradeaza mai precipitously comparativ cu oxidarea convențională. Se poate spune că este o oxidare accelerată și chiar promovată intenționat; așa cum se întâmplă în celule sau baterii.

Aceasta are loc în mai multe condiții. În primul rând, trebuie să existe un metal activ, numit anod. De asemenea, și în al doilea rând, trebuie să existe un metal nobil cu reacție scăzută, numit catod. A treia și a patra condiție sunt prezența unui mediu în care se propagă electroni, cum ar fi apa, și a speciilor ionice sau electroliților.

Coroana de fier ruginit. Sursa: Pixnio.

Coroziunea galvanică este observabilă mai ales în mediile marine sau pe țărmurile plajelor. Curenții de aer ridică mase de vapori de apă, care la rândul lor transportă niște ioni; acestea din urmă ajung să adere la un strat subțire de apă sau picături care se sprijină pe suprafața metalului.

Aceste condiții de umiditate și salinitate favorizează coroziunea metalului. Adică, o coroană de fier ca cea din imaginea de mai sus va rugini mai repede dacă este expusă în vecinătatea mării.

Ușurința pe care un metal va trebui să o oxideze în comparație cu alta poate fi măsurată cantitativ prin potențialele sale de reducere; Tabelele cu aceste potențiale abundă în cărțile de chimie. Cu cât sunteți mai negativi, cu atât este mai mare înclinația dvs. spre rugină.

De asemenea, dacă acest metal este în prezența altuia cu un potențial de reducere foarte pozitiv, având astfel un ΔE mare, oxidarea metalului reactiv va fi mai agresivă. Alți factori, cum ar fi pH-ul, puterea ionică, umiditatea, prezența oxigenului și relația dintre zonele metalului care este oxidat și cea care este redusă sunt, de asemenea, importante.

Mecanisme

Concepte și reacții

Înainte de a aborda mecanismele din spatele coroziunii galvanice, anumite concepte ar trebui clarificate.

Într-o reacție redox, o specie pierde electroni (oxidează) în timp ce alta îi câștigă (reduce). Electrodul pe care se produce oxidarea se numește anod; și pe baza căruia se produce reducerea, catodul (în engleză, regula mnemonică redcat este folosit de obicei pentru a-și aminti).

Astfel, pentru un electrod (o bucată, șurub, etc.) dintr-un metal M, dacă se oxidează, se spune că este anodul:

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

Numărul de electroni eliberați va fi egal cu mărimea încărcării pozitive a cationului rezultat M ^{n +} .

Apoi, un alt electrod sau metal R (ambele metale trebuie să fie în contact într-un fel), primește electronii eliberați; dar acest lucru nu suferă o reacție chimică dacă câștigă electroni, întrucât ar fi doar conducători (curent electric).

Prin urmare, trebuie să existe o altă specie în soluție care să poată accepta formal acești electroni; ioni metalici ușor de redus, de exemplu:

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

Adică, un strat de metal R s-ar forma și electrodul ar deveni, așadar, mai greu; în timp ce metalul M ar pierde masa din cauza dizolvării atomilor săi.

Depolarizers

Ce se întâmplă dacă nu ar exista cationi metalici care să poată fi reduse suficient de ușor? În acest caz, alte specii prezente în mediu vor lua electronii: depolarizatorii. Acestea sunt strâns legate de pH: O ₂ , H ⁺ , OH ^- și H ₂ O.

Electronii cu oxigen și apă câștigă într-o reacție exprimată prin următoarea ecuație chimică:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

In timp ce H ⁺ ionii sunt transformați în H ₂ :

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

Aceasta anume speciile OH ^- și H ₂ sunt produse comune coroziunii galvanice sau electrochimice.

Chiar dacă metalul R nu participă la nicio reacție, faptul că este mai nobil decât M promovează oxidarea acestuia; și , în consecință, va exista o producție mai mare de OH ^- ioni sau hidrogen gazos. Deoarece, până la urmă, este diferența dintre potențialele de reducere, ΔE, unul dintre principalii factori ai acestor procese.

Coroziunea fierului

Mecanism de coroziune pentru fier. Sursa: Wikipedia.

După clarificările anterioare, se poate aborda exemplul coroziunii fierului (imaginea de sus). Să presupunem că există un strat subțire de apă în care se dizolvă oxigenul. Fără prezența altor metale, depolarizatorii vor fi cei care vor stabili tonul reacției.

Astfel, fierul va pierde unii atomi de la suprafața sa pentru a se dizolva în apă ca cationi Fe ²⁺ :

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cei doi electroni vor călători prin bucata de fier, deoarece este un bun conductor de electricitate. Deci unde se cunoaște oxidarea sau locul anodului este cunoscut; dar nu în cazul în care va continua reducerea sau amplasarea sitului catodic. Situl catodului poate fi oriunde; și cu cât suprafața sa este mai mare, cu atât metalul se va coroda.

Să presupunem că electronii ating un punct așa cum se arată în imaginea de mai sus. Atât oxigenul cât și apa suferă reacția deja descrisă, prin care OH ^- este eliberat . Acești OH ^- anioni pot reacționa cu Fe ²⁺ pentru a forma Fe (OH) ₂ , care precipită și este supus ulterior oxidări că transformă în cele din urmă în rugină.

Între timp, site-ul anodului crăpa din ce în ce mai mult.

Exemple

În viața de zi cu zi exemplele de coroziune galvanică sunt numeroase. Nu trebuie să ne referim la coroana de fier: orice artefact din metale poate suferi același proces în prezența mediilor umede și saline.

Pe lângă plajă, iarna poate oferi și condiții ideale pentru coroziune; de exemplu, atunci când împingem săruri în zăpadă pe drum pentru a împiedica autoturismele să derapajeze.

Din punct de vedere fizic, umiditatea poate fi păstrată în îmbinările sudate a două metale, fiind site-uri active de coroziune. Acest lucru se datorează faptului că ambele metale se comportă ca doi electrozi, cu cel mai reactiv pierzându-și electronii.

În cazul în care producția de OH ^- ionilor este considerabilă, chiar poate coroda vopseaua masinii sau dispozitivul în cauză.

Indici anodici

Se pot construi propriile exemple de coroziune galvanică folosind tabelele potențialului de reducere. Cu toate acestea, tabelul de indici anodici (simplificat în sine) va fi ales pentru a ilustra acest punct.

Indici anodici pentru diferite metale sau aliaje. Sursa: Wikipedia.

Să presupunem, de exemplu, că am dorit să construim o celulă electrochimică. Metalele care se află în vârful tabelului indicelui anodic sunt mai catodice; adică sunt reduse cu ușurință și, prin urmare, va fi dificil să le aveți în soluție. În timp ce metalele care se află în partea de jos sunt mai anodice sau reactive și se corodează ușor.

Dacă am alege aurul și beriliu, ambele metale nu ar putea fi împreună mult timp, deoarece beriliu s-ar oxida extrem de rapid.

Și dacă, pe de altă parte, avem o soluție de ioni Ag ⁺ și scufundăm în ea o bară de aluminiu, aceasta se va dizolva în același timp în care precipită particulele metalice de argint. Dacă această bară ar fi conectată la un electrod de grafit, electronii s-ar deplasa către ea pentru a depune electrochimic argintul pe ea ca o peliculă de argint.

Și dacă în loc de bara de aluminiu ar fi fabricată din cupru, soluția s-ar deveni albăstruie datorită prezenței ionilor de Cu ²⁺ în apă.

Protecție electrochimică la coroziune

Acoperiri sacrificiale

Să presupunem că doriți să protejați o foaie de zinc de coroziune în prezența altor metale. Cea mai simplă opțiune ar fi adăugarea de magneziu, care ar acoperi zincul astfel încât, odată oxidat, electronii eliberați din magneziu să reducă cationii Zn ²⁺ înapoi.

Cu toate acestea, filmul MgO pe zinc s-ar sfârși prin crăpare mai devreme decât mai târziu, oferind situri de anoduri cu densitate ridicată; adică coroziunea zincului s-ar accelera brusc în doar acele puncte.

Această tehnică de protecție împotriva coroziunii electrochimice este cunoscută sub denumirea de folosire a acoperirilor de sacrificiu. Cel mai cunoscut este zincul, utilizat în celebra tehnică numită galvanizare. În ele, metalul M, în special fierul, este acoperit cu zinc (Fe / Zn).

Din nou, zincul se oxidează și oxidul său servește la acoperirea fierului și la transmiterea electronilor către acesta care reduc Fe ²⁺ care poate fi format.

Acoperiri nobile

Să presupunem din nou că doriți să protejați aceeași foaie de zinc, dar acum veți folosi crom în loc de magneziu. Cromul este mai nobil (mai catodic, vezi tabelul numerelor anodice) decât zincul și, prin urmare, funcționează ca o acoperire nobilă.

Problema cu acest tip de acoperire este că, odată ce se crăpa, va promova și accelera în continuare oxidarea metalului de dedesubt; în acest caz, zincul s-ar coroda chiar mai mult decât să fie acoperit cu magneziu.

Și în final, există alte acoperiri care constau în vopsele, materiale plastice, antioxidanți, grăsimi, rășini etc.

Experiment pentru copii

Placă de fier în dizolvarea sărurilor de cupru

Un experiment simplu poate fi conceput din același tabel cu indicii anodici. Dizolvarea o sumă rezonabilă (mai puțin de 10 grame) de CuSO ₄ · 5H ₂ O în apă, un copil este rugat să dip într - o placă de fier lustruit. O fotografie este făcută și procesul este lăsat să se desfășoare timp de câteva săptămâni.

Soluția este inițial albăstrui, dar va începe să se estompeze în timp ce placa de fier devine o culoare de cupru. Acest lucru se datorează faptului că cuprul este mai nobil decât fierul și, prin urmare, cationii lui Cu ²⁺ vor fi redusi la cupru metalic din ionii dați de oxidarea fierului:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Curățarea oxidului de argint

Obiectele de argint se înnegresc în timp, mai ales dacă sunt în contact cu o sursă de compuși cu sulf. Rugina sa poate fi îndepărtată prin imersarea obiectului într-o cadă cu apă cu bicarbonat de sodiu și folie de aluminiu. Bicarbonatul asigură electroliții care vor facilita transportul electronilor între obiect și aluminiu.

Drept urmare, copilul va aprecia că obiectul își pierde punctele negre și va străluci cu culoarea sa argintie caracteristică; în timp ce folia de aluminiu se va coroda să dispară.

Referințe

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică. (A patra editie). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie. (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
3. Wikipedia. (2019). Coroziune galvanica. Recuperat de la: en.wikipedia.org
4. Stephen Lower. (16 iunie 2019). Coroziune electrochimică. Chimie LibreTexturi. Recuperat din: chem.libretexts.org
5. Universitatea Deschisă. (2018). 2.4 Procese de coroziune: coroziune galvanică. Recuperat din: open.edu
6. Servicii tehnice pentru clienți Wellman Inc. (sf). Un ghid pentru coroziunea galvanică. Peria materialelor bine concepute
7. Giorgio Carboni. (1998). Experimente în electrochimie. Recuperat de la: funsci.com