KOROZJA GALWANICZNA: MECHANIZMY, PRZYKŁADY, OCHRONA - CHEMIA - 2026

Korozji galwanicznej lub elektrochemiczny jest procesem, w którym metalem lub stopem rozkłada się bardziej gwałtownie niż w konwencjonalnych utleniania. Można powiedzieć, że jest to utlenianie przyspieszone, a wręcz celowo wspomagane; jak to ma miejsce w przypadku ogniw lub baterii.

Dzieje się to pod pewnymi warunkami. Najpierw musi istnieć aktywny metal, zwany anodą. Ponadto, po drugie, musi istnieć nisko reaktywny metal szlachetny zwany katodą. Trzeci i czwarty warunek to obecność ośrodka, w którym propagują się elektrony, takiego jak woda, oraz form jonowych lub elektrolitów.

Zardzewiała żelazna korona. Źródło: Pixnio.

Korozja galwaniczna jest szczególnie widoczna w środowiskach morskich lub na wybrzeżach plaż. Prądy powietrza podnoszą masy pary wodnej, która z kolei przenosi jony; te ostatnie przylegają do cienkiej warstwy wody lub kropel, które spoczywają na metalowej powierzchni.

Te warunki wilgotności i zasolenia sprzyjają korozji metalu. Oznacza to, że żelazna korona, taka jak na powyższym obrazku, rdzewieje szybciej, jeśli zostanie wystawiona na bliskość morza.

Łatwość, z jaką metal będzie musiał utleniać się w porównaniu z innym, można zmierzyć ilościowo poprzez jego potencjał redukcyjny; Tabele z tymi potencjałami obfitują w książki o chemii, im bardziej jesteś negatywny, tym bardziej masz skłonność do rdzewienia.

Podobnie, jeśli metal ten występuje w obecności innego metalu o bardzo dodatnim potencjale redukcyjnym, a więc o dużym ΔE, utlenianie metalu reaktywnego będzie bardziej agresywne. Ważne są również inne czynniki, takie jak pH, siła jonowa, wilgotność, obecność tlenu i związek między obszarami metalu, który jest utleniany i redukowany.

Mechanizmy

Pojęcia i reakcje

Zanim zajmiemy się mechanizmami korozji galwanicznej, należy wyjaśnić pewne pojęcia.

W reakcji redoks jeden gatunek traci elektrony (utlenia się), podczas gdy inny je zyskuje (zmniejsza). Elektroda, na której zachodzi utlenianie, nazywana jest anodą; a na której następuje redukcja, katoda (w języku angielskim do jej zapamiętania używa się zwykle mnemonicznej reguły redcat).

Tak więc w przypadku elektrody (kawałka, śruby itp.) Z metalu M, jeśli utlenia się, mówi się, że jest to anoda:

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

Liczba uwolnionych elektronów będzie równa wielkości dodatniego ładunku powstałego kationu M ^{n +} .

Następnie inna elektroda lub metal R (oba metale muszą się w jakiś sposób stykać) odbiera uwolnione elektrony; ale to nie podlega reakcji chemicznej, jeśli zyskuje elektrony, ponieważ przewodziłoby je tylko (prąd elektryczny).

Dlatego w roztworze musi być inny gatunek, który może formalnie zaakceptować te elektrony; jako łatwo zredukowane jony metali, na przykład:

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

Oznacza to, że utworzyłaby się warstwa metalu R, przez co elektroda stałaby się cięższa; podczas gdy metal M straciłby masę w wyniku rozpuszczenia atomów.

Depolaryzatory

A co by było, gdyby nie było kationów metali, które można by łatwo zredukować? W takim przypadku inne gatunki obecne w ośrodku przejmą elektrony: depolaryzatory. Są one ściśle związane z pH: O ₂ , H ⁺ , OH ^- i H ₂ O.

Tlen i woda uzyskują elektrony w reakcji wyrażonej następującym równaniem chemicznym:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Podczas gdy jony H ⁺ są przekształcane w H ₂ :

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

To znaczy gatunki OH ^- i H ₂ są powszechnymi produktami korozji galwanicznej lub elektrochemicznej.

Nawet jeśli metal R nie bierze udziału w żadnej reakcji, fakt, że jest on bardziej szlachetny niż M, sprzyja jego utlenianiu; w konsekwencji nastąpi większa produkcja jonów OH ^- lub gazowego wodoru. Bo przecież jest to różnica między potencjałami redukcyjnymi, ΔE, jeden z głównych motorów tych procesów.

Korozja żelaza

Mechanizm korozji żelaza. Źródło: Wikipedia.

Po wcześniejszych wyjaśnieniach można zająć się przykładem korozji żelaza (górne zdjęcie). Załóżmy, że jest cienka warstwa wody, w której rozpuszcza się tlen. Bez obecności innych metali to depolaryzatory nadadzą ton reakcji.

Zatem żelazo straci część atomów ze swojej powierzchni, aby rozpuścić się w wodzie w postaci kationów Fe ²⁺ :

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Dwa elektrony przejdą przez kawałek żelaza, ponieważ jest to dobry przewodnik prądu. Więc gdzie znane jest utlenianie lub miejsce rozpoczęcia anody; ale nie tam, gdzie nastąpi redukcja lub lokalizacja katody. Miejsce katody może znajdować się w dowolnym miejscu; a im większy możliwy obszar, tym gorzej metal będzie korodował.

Załóżmy, że elektrony osiągną punkt pokazany na powyższym obrazku. Tam zarówno tlen, jak i woda podlegają opisanej już reakcji, w wyniku której uwalnia się OH ^- . Te aniony OH ^- mogą reagować z Fe ^2+, tworząc Fe (OH) ₂ , który wytrąca się i ulega późniejszemu utlenianiu, które ostatecznie przekształca go w rdzę.

W międzyczasie strona anody pęka coraz bardziej.

Przykłady

W życiu codziennym przykłady korozji galwanicznej są liczne. Nie musimy odwoływać się do żelaznej korony: każdy artefakt wykonany z metali może przejść ten sam proces w środowisku wilgotnym i zasolonym.

Oprócz plaży zima może również zapewnić idealne warunki do korozji; na przykład podczas odgarniania soli w śnieg na drodze, aby zapobiec poślizgowi samochodów.

Z fizycznego punktu widzenia wilgoć może być zatrzymywana w połączeniach spawanych dwóch metali, będących aktywnymi miejscami korozji. Dzieje się tak, ponieważ oba metale zachowują się jak dwie elektrody, przy czym bardziej reaktywna traci elektrony.

Jeśli produkcja jonów OH ^- jest znaczna, może to nawet spowodować korozję lakieru samochodu lub danego urządzenia.

Indeksy anodowe

Można skonstruować własne przykłady korozji galwanicznej, korzystając z tablic potencjału redukcyjnego. Jednak tabela indeksów anodowych (uproszczona per se) zostanie wybrana w celu zilustrowania tego punktu.

Indeksy anodowe dla różnych metali lub stopów. Źródło: Wikipedia.

Załóżmy na przykład, że chcieliśmy zbudować ogniwo elektrochemiczne. Metale, które znajdują się na górze tabeli anodowego indeksu, są bardziej katodowe; to znaczy, że można je łatwo zredukować i dlatego trudno będzie je rozwiązać. Podczas gdy metale znajdujące się na dnie są bardziej anodowe lub reaktywne i łatwo korodują.

Jeśli wybierzemy złoto i beryl, oba metale nie mogą być razem zbyt długo, ponieważ beryl utleniałby się niezwykle szybko.

A jeśli z drugiej strony mamy roztwór jonów Ag ⁺ i zanurzymy w nim pręt aluminiowy, rozpuści się on w tym samym czasie, co wytrącają się cząsteczki metalicznego srebra. Gdyby ten pręt był połączony z elektrodą grafitową, elektrony przemieszczałyby się do niego, aby elektrochemicznie osadzać na nim srebro w postaci srebrnej warstwy.

A gdyby zamiast pręta aluminiowego był wykonany z miedzi, roztwór stałby się niebieskawy z powodu obecności jonów Cu ²⁺ w wodzie.

Elektrochemiczna ochrona przed korozją

Powłoki ofiarne

Załóżmy, że chcesz chronić blachę cynkową przed korozją w obecności innych metali. Najprostszym rozwiązaniem byłoby dodanie magnezu, który pokrywałby cynk, tak aby po utlenieniu elektrony uwolnione z magnezu z powrotem zredukowały kationy Zn ²⁺ .

Jednak warstwa MgO na cynku pękłaby raczej wcześniej niż później, zapewniając miejsca anodowe o dużej gęstości prądu; to znaczy, korozja cynku przyspieszyłaby gwałtownie tylko w tych punktach.

Ta technika ochrony przed korozją elektrochemiczną jest znana jako stosowanie powłok protektorowych. Najbardziej znanym jest cynk, używany w słynnej technice zwanej cynkiem galwanicznym. W nich metal M, zwłaszcza żelazo, jest pokryty cynkiem (Fe / Zn).

Znowu cynk utlenia się, a jego tlenek służy do pokrycia żelaza i przekazania mu elektronów, które redukują Fe ^2+, które mogą się tworzyć.

Szlachetne powłoki

Przypuśćmy znowu, że chcesz chronić ten sam arkusz cynku, ale teraz zamiast magnezu użyjesz chromu. Chrom jest szlachetniejszy (bardziej katodowy, patrz tabela liczb anodowych) niż cynk i dlatego działa jak szlachetna powłoka.

Problem z tego typu powłoką polega na tym, że gdy pęknie, będzie jeszcze bardziej promować i przyspieszać utlenianie metalu pod spodem; w tym przypadku cynk korodowałby nawet bardziej niż pokrywanie go magnezem.

I wreszcie są inne powłoki, które składają się z farb, tworzyw sztucznych, przeciwutleniaczy, tłuszczów, żywic itp.

Eksperyment dla dzieci

Żelazna płyta rozpuszczająca sole miedzi

Na podstawie tej samej tabeli wskaźników anodowych można opracować prosty eksperyment. Rozpuszczając rozsądną ilość (mniej niż 10 gramów) CuSO ₄ · 5H ₂ O w wodzie, dziecko proszone jest o zanurzenie w wypolerowanej żelaznej płytce. Zdjęcie zostaje zrobione, a proces może trwać kilka tygodni.

Roztwór jest początkowo niebieskawy, ale zacznie blaknąć, gdy żelazna płyta zmieni kolor na miedziany. Wynika to z faktu, że miedź jest bardziej szlachetna niż żelazo, a zatem jej kationy Cu ²⁺ zostaną zredukowane do metalicznej miedzi z jonów otrzymanych przez utlenianie żelaza:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Czyszczenie tlenkiem srebra

Srebrne przedmioty z czasem stają się czarne, zwłaszcza jeśli mają kontakt ze źródłem związków siarki. Jego rdzę można usunąć zanurzając przedmiot w wannie z wodą z dodatkiem sody oczyszczonej i folii aluminiowej. Wodorowęglan dostarcza elektrolitów, które ułatwią transport elektronów między przedmiotem a aluminium.

Dzięki temu dziecko doceni fakt, że przedmiot traci czarne plamy i będzie świecił charakterystycznym srebrnym kolorem; podczas gdy folia aluminiowa ulegnie korozji i zniknie.

Bibliografia

1. Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. (Czwarta edycja). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning.
3. Wikipedia. (2019). Korozja galwaniczna. Odzyskane z: en.wikipedia.org
4. Stephen Lower. (16 czerwca 2019). Korozja elektrochemiczna. Chemistry LibreTexts. Odzyskane z: chem.libretexts.org
5. Otwarty Uniwersytet. (2018). 2.4 Procesy korozyjne: korozja galwaniczna. Odzyskany z: open.edu
6. Szczotka obsługi technicznej klienta Wellman Inc. (sf). Przewodnik po korozji galwanicznej. Szczotkować materiały inżynieryjne firmy Wellman.
7. Giorgio Carboni. (1998). Eksperymenty w elektrochemii. Odzyskany z: funsci.com