CORROSIÓ GALVÀNICA: MECANISMES, EXEMPLES, PROTECCIÓ - QUIMICA

La corrosió galvànica o electroquímica és un procés pel qual un metall o aliatge es degrada de manera més vertiginosa en comparació al seu oxidació convencional. Es pot dir que és una oxidació accelerada, i fins i tot, intencionalment propiciada; com succeeix en les piles o bateries.

Aquesta té lloc sota una sèrie de condicions. En primer lloc, ha d'haver un metall actiu, denominat ànode. Així mateix, i en segon lloc, ha d'haver un metall noble poc reactiu anomenat càtode. La tercera i quarta condicions són la presència d'un medi on es propaguin els electrons, com l'aigua, i d'espècies iòniques o electròlits.

Corona rovellada de ferro. Font: Pixnio.

La corrosió galvànica és observable especialment en ambients marins oa la vora de les platges. Els corrents d'aire aixequen masses de vapor d'aigua, que al seu torn, arrosseguen alguns ions; aquests últims acaben adherint-se a una fina capa d'aigua o gotes que descansen sobre la superfície metàl·lica.

Aquestes condicions d'humitat i salinitat afavoreixen la corrosió de l'metall. És a dir, que una corona de ferro com la de la imatge superior s'oxidarà amb més rapidesa si s'exposa a les rodalies de la mar.

La facilitat que tindrà un metall per oxidar comparat amb un altre pot mesurar-se quantitativament a través dels seus potencials de reducció; en els llibres de química abunden taules amb aquests potencials E. Com més negatiu sigui, major serà la seva inclinació a oxidar-se.

Així mateix, si aquest metall està en presència d'un altre amb un potencial de reducció molt positiu, havent per tant un ΔE gran, l'oxidació de l'metall reactiu serà més agressiva. Altres factors, com el pH, la força iònica, la humitat, la presència d'oxigen, i la relació entre les àrees de l'metall que s'oxida i el que es redueix, també són importants.

mecanismes

Conceptes i reaccions

Abans d'abordar els mecanismes darrere de la corrosió galvànica, han d'aclarir certs conceptes.

En una reacció redox una espècie perd electrons (s'oxida) mentre una altra els guanya (es redueix). L'elèctrode sobre el qual passa l'oxidació rep el nom d'ànode; i sobre el que succeeix la reducció, càtode (en anglès sol utilitzar la regla mnemotècnica redcat per recordar-ho).

Així, per a un elèctrode (una peça, cargol, etc.) d'un metall M, si aquest s'oxida es diu que és l'ànode:

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

El nombre d'electrons alliberats serà igual a la magnitud de la càrrega positiva de l'catió M ^{n +} resultant.

Després, un altre elèctrode o metall R (tots dos metalls han d'estar en contacte d'alguna manera), rep els electrons alliberats; però aquest no pateix una reacció química si guanya electrons, ja que només estaria conduint-(corrent elèctric).

Per tant, ha d'haver una altra espècie en dissolució que sí pugui acceptar formalment aquests electrons; com ions metàl·lics fàcils de reduir, per exemple:

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

És a dir, que es formaria una capa de metall R i l'elèctrode es tornaria per tant més pesat; mentre que el metall M perdria massa a causa que els seus àtoms es dissolen.

Despolarizadores

I si no hagués cations metàl·lics que poguessin reduir-se amb suficient facilitat? En aquest cas, altres espècies presents en el medi prendran els electrons: els despolarizadores. Aquests estan íntimament relacionats amb el pH: O ₂, H ⁺, OH ^- i H ₂ O.

L'oxigen i aigua guanyen els electrons en una reacció expressada per la següent equació química:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Mentre que els ions H ⁺ es transformen en H ₂:

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

És a dir, que les espècies OH ^- i H ₂ són productes comuns de les corrosions galvàniques o electroquímiques.

Fins i tot si el metall R no participa en cap reacció, el fet de ser més noble que M promou la seva oxidació; i en conseqüència, hi haurà una major producció d'ions OH ^- o gas hidrogen. Perquè, al capdavall, és la diferència entre els potencials de reducció, ΔE, un dels principals motors d'aquests processos.

Corrosió de l'ferro

Mecanisme de corrosió per al ferro. Font: Wikipedia.

Després dels aclariments anteriors es pot abordar l'exemple de la corrosió de l'ferro (imatge superior). Suposem que hi ha una fina capa d'aigua en la qual es dissol l'oxigen. Sense la presència d'altres metalls, seran els despolarizadores qui marcaran les pautes de la reacció.

Així, el ferro perdrà alguns àtoms de la seva superfície per dissoldre en l'aigua com cations Fe ²⁺:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Els dos electrons recorreran la peça de ferro per ser un bon conductor de l'electricitat. De manera que se sap on va iniciar l'oxidació o el lloc anòdic; però no on prosseguirà la reducció o la ubicació de el lloc catòdic. El lloc catòdic pot ser qualsevol lloc; i com més gran sigui la seva àrea possible, pitjor serà la corrosió de l'metall.

Suposem que els electrons arriben a un punt tal com es mostra a la imatge superior. Allà tant l'oxigen com l'aigua pateixen la reacció ja descrita, per la qual s'allibera OH ^-. Aquests anions OH ^- poden reaccionar amb els Fe ²⁺ per formar Fe (OH) ₂, el qual precipita i pateix oxidacions posteriors que el transformen finalment en rovell.

Mentrestant, el lloc anòdic es va esquerdant més i més.

exemples

A la vida diària dels exemples de corrosions galvàniques són nombrosos. No hem de remetre'ns a la corona de ferro: qualsevol artefacte fet de metalls pot patir el mateix procés en presència d'ambients humits i salins.

A més de la platja, l'hivern també pot aportar les condicions ideals perquè hi hagi corrosió; per exemple, quan es tiren palades de sals a la neu de la carretera per evitar que els automòbils patinin.

Des del punt de vista físic, en les unions soldades de dos metalls pot retenir-humitat, sent llocs actius de corrosió. Això es deu al fet que tots dos metalls es comporten com dos elèctrodes, i el més reactiu perdrà els seus electrons.

Si la producció d'ions OH ^- és considerable, pot fins corroir la pintura de l'automòbil o de l'artefacte en qüestió.

índexs anòdics

Un pot construir els seus propis exemples de corrosions galvàniques fent ús de les taules de potencials de reducció. No obstant això, s'optarà per la taula de l'índex anòdic (simplificada de per si) per il·lustrar aquest punt.

Índexs anòdics per a diferents metalls o aliatges. Font: Wikipedia.

Suposem per exemple que voldríem construir una cel·la electroquímica. Els metalls que estan el part superior de la taula d'índexs anòdics són més catòdics; és a dir, que es redueixen amb facilitat i serà per tant difícil tenir-los en dissolució. Mentre que els metalls que estan a la part inferior són més anòdics o reactius, i es corroeixen fàcilment.

Si escollim l'or i beril·li, tots dos metalls no podrien estar junts per molt temps, ja que el beril·li s'oxidaría amb extremada rapidesa.

I si per contra tenim una dissolució d'ions Ag ⁺ i submergim en ella una barra d'alumini, aquesta es dissoldrà a el mateix temps que precipita partícules de plata metàl·lica. Si aquesta barra es connectés a un elèctrode de grafit, viatjaria fins a ella els electrons per dipositar electroquímicament sobre ell la plata com una pel·lícula platejada.

I si en lloc de la barra d'alumini aquesta fora de coure, la dissolució es tornaria blavosa per la presència dels ions Cu ²⁺ en l'aigua.

Protecció contra la corrosió electroquímica

Revestiments de sacrifici

Suposem que es pretén protegir una làmina de zinc de la corrosió en presència d'altres metalls. L'opció més senzilla seria afegir magnesi, el qual revestiria a l'zinc perquè, un cop oxidat, els electrons alliberats de l'magnesi reduïssin els cations Zn ²⁺ de tornada.

No obstant això, la pel·lícula de MgO sobre el zinc més d'hora que tard acabaria esquerdant, aportant llocs anòdics d'alta densitat de corrent; això és, la corrosió de l'zinc s'acceleraria bruscament just en aquests punts.

A aquesta tècnica de protecció contra la corrosió electroquímica se li coneix com l'ús de revestiments de sacrifici. El més conegut és el zinc, utilitzat en la famosa tècnica anomenada galvanització. En elles, es recobreix el metall M, especialment el ferro, de zinc (Fe / Zn).

Novament, el zinc s'oxida i el seu òxid serveix per cobrir el ferro i transmetre-electrons que redueixin els Fe ²⁺ que puguin formar-se.

revestiments nobles

Suposem una altra vegada que es vol protegir la mateixa làmina de zinc, però ara s'utilitzarà crom en lloc de magnesi. El crom és més noble (més catòdic, veure la taula d'índexs anòdics) que el zinc, i per això funciona com un revestiment noble.

El problema d'aquest tipus de revestiment és que un cop s'esquerdi, promourà i accelerarà encara més l'oxidació de l'metall que estigui a sota; en aquest cas, el zinc es corroiria encara més que estant revestit de magnesi.

I finalment, estan altres revestiments que consisteixen de pintures, plàstics, antioxidants, greixos, resines, etc.

Experiment per a nens

Placa de ferro en dissolució de sals de coure

Un experiment senzill pot idear-a partir de la mateixa taula d'índexs anòdics. Dissolent una quantitat raonable (menys de 10 grams) de CuSO ₄ · 5H ₂ O en aigua, se li demana a un nen que submergeixi en una placa de ferro polit. Es pren una foto i se li permet el procés desenvolupar-se per un parell de setmanes.

La dissolució inicialment és blavosa, però començarà a perdre coloració mentre que la placa de ferro adquireix un color rogenc. Això és a causa que el coure és més noble que el ferro, i per tant els seus cations Cu ²⁺ es reduiran a coure metàl·lic a partir dels ions cedits per l'oxidació de l'ferro:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Neteja d'òxid de plata

Els objectes de plata s'ennegreixen amb el temps, especialment si estan en contacte amb una font de compostos sulfurats. El seu òxid pot remoure si es submergeix l'objecte en una tina d'aigua amb bicarbonat de sodi i paper d'alumini. El bicarbonat aporta els electròlits que facilitaran el transport d'electrons entre l'objecte i l'alumini.

Com a resultat, el nen podrà apreciar que l'objecte perd les seves taques negres i resplendirà amb el seu color platejat característic; mentre que el paper d'alumini es corroirà fins a desaparèixer.

referències

Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició). Mc Graw Hill.
Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning.
Wikipedia. (2019). Galvanic corrosió. Recuperat de: en.wikipedia.org
Stephen Lower. (16 de juny de al 2019). Electrochemical Corrosion. Chemistry LibreTexts. Recuperat de: chem.libretexts.org
The Open University. (2018). 2.4 Corrosion processes: Galvanic corrosion. Recuperat de: open.edu
Customer Technical Service Brush Wellman Inc. (sf). A Guide to Galvanic Corrosion. Brush Wellman Engineered Materials.
Giorgio Carboni. (1998). Experiments in Electrochemistry. Recuperat de: funsci.com

CORROSIÓ GALVÀNICA: MECANISMES, EXEMPLES, PROTECCIÓ - QUIMICA - 2025