GALVANISK KORROSION: MEKANISMER, EXEMPEL, SKYDD - KEMI - 2026

Den galvaniska eller elektrokemiska korrosionen är en process varigenom en metall eller legering bryts ned mer brant jämfört med konventionell oxidation. Det kan sägas att det är en accelererad oxidation och till och med avsiktligt befordrad; som händer i celler eller batterier.

Detta sker under ett antal villkor. Först måste det finnas en aktiv metall, kallad anoden. Dessutom måste det finnas en lågreaktiv ädelmetall som kallas en katod. Det tredje och fjärde tillståndet är närvaron av ett medium där elektroner sprider sig, till exempel vatten, och av joniska arter eller elektrolyter.

Rostig järnkrona. Källa: Pixnio.

Galvanisk korrosion kan särskilt observeras i marina miljöer eller vid stränderna. Luftströmmarna höjer massor av vattenånga, som i sin tur bär några joner; de sistnämnda hamnar fast vid ett tunt lager vatten eller droppar som vilar på metallytan.

Dessa förhållanden för fuktighet och salthalt gynnar korrosion av metallen. Det vill säga en järnkrona som den på bilden ovan rostar snabbare om den utsätts för havet.

Enkelheten som en metall måste oxidera jämfört med en annan kan mätas kvantitativt genom dess reduktionspotentialer; Tabeller med dessa potentialer finns i överflöd i kemiböcker. Ju mer negativ du är, desto större är din tendens att rost.

På samma sätt, om denna metall är i närvaro av en annan med en mycket positiv reduktionspotential, och därmed har en stor EE, kommer oxidationen av den reaktiva metallen att vara mer aggressiv. Andra faktorer, såsom pH, jonstyrka, luftfuktighet, närvaron av syre och förhållandet mellan områdena i metallen som oxideras och det som reduceras, är också viktiga.

mekanismer

Begrepp och reaktioner

Innan man tar upp mekanismerna bakom galvanisk korrosion bör vissa begrepp klargöras.

Vid en redoxreaktion förlorar en art elektroner (oxiderar) medan en annan får dem (minskar). Elektroden som oxidation sker på kallas anoden; och på vilken reduktionen sker, används katod (på engelska används mnemoniska regeln redcat för att komma ihåg den).

Således sägs det för en elektrod (en bit, skruv, etc.) av en metall M, om den oxiderar, anoden:

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

Antalet frigjorda elektroner kommer att vara lika med storleken på den positiva laddningen för den resulterande katjonen M ^{n +} .

Sedan får en annan elektrod eller metall R (båda metallerna på kontakt på något sätt) de frigjorda elektronerna; men detta genomgår inte en kemisk reaktion om den får elektroner, eftersom det bara skulle leda dem (elektrisk ström).

Därför måste det finnas en annan art i lösning som formellt kan ta emot dessa elektroner; så lätt reducerade metalljoner, till exempel:

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

Det vill säga ett lager av metall R skulle bildas och elektroden skulle därför bli tyngre; medan metallen M skulle förlora massan på grund av att dess atomer upplöses.

depolarisatorerna

Tänk om det inte fanns några metallkationer som kunde reduceras tillräckligt lätt? I så fall tar andra arter som finns i mediet elektronerna: depolarisatorerna. Dessa är nära besläktade till pH: O ₂ , H ⁺ , OH ^- och H ₂ O.

Syre och vatten får elektroner i en reaktion uttryckt av följande kemiska ekvation:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Medan H ⁺ joner omvandlas till H ₂ :

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

Det vill säga OH-arter ^- och H ₂ är vanliga produkter galvanisk eller elektrokemisk korrosion.

Även om metallen R inte deltar i någon reaktion, främjar det faktum att den är ädlare än M dess oxidation; och följaktligen kommer det att finnas en högre produktion av OH ^- joner eller vätgas. För det är ju skillnaden mellan reduktionspotentialen, ΔE, en av de viktigaste drivkrafterna för dessa processer.

Järnkorrosion

Korrosionsmekanism för järn. Källa: Wikipedia.

Efter de tidigare förtydligningarna kan exemplet med järnkorrosion tas upp (toppbild). Anta att det finns ett tunt lager vatten i vilket syre upplöses. Utan närvaron av andra metaller är det depolarisatorerna som kommer att sätta tonen för reaktionen.

Således kommer järn att förlora vissa atomer från ytan för att lösa upp i vatten som Fe 2 ⁺ -katjoner :

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

De två elektronerna kommer att röra sig genom järnstycket eftersom det är en god elektrisk ledare. Så var oxidationen eller anodplatsen startade är känd; men inte där reduktionen eller placeringen av det katodiska stället kommer att fortsätta. Katodplatsen kan vara var som helst; och ju större dess möjliga yta, desto sämre kommer metallen att korrodera.

Anta att elektronerna når en punkt som visas på bilden ovan. Där genomgår både syre och vatten den redan beskrivna reaktionen, genom vilken OH ^- frigörs . Dessa OH ^- anjoner kan reagera med Fe ²⁺ för att bilda Fe (OH) ₂ , vilket fällningar och undergår efterföljande oxidationer som så småningom omvandla det till rost.

Under tiden spricker anodplatsen mer och mer.

exempel

I vardagen är exemplen på galvanisk korrosion många. Vi behöver inte hänvisa till järnkrona: alla artefakter tillverkade av metaller kan genomgå samma process i närvaro av fuktiga och koksaltiga miljöer.

Förutom stranden kan vintern också ge idealiska förhållanden för korrosion; till exempel när du skjuter salter till snö på vägen för att förhindra att bilar glider.

Från en fysisk synvinkel kan fukt kvarhållas i de svetsade lederna i två metaller, som är aktiva korrosionsställen. Detta beror på att båda metallerna uppför sig som två elektroder, varvid den mer reaktiva förlorar sina elektroner.

Om tillverkningen av OH ^- joner är betydande kan den till och med korrodera färgen på bilen eller den aktuella enheten.

Anodiska index

Man kan konstruera sina egna exempel på galvanisk korrosion med hjälp av tabellerna för reduktionspotential. Emellertid kommer den anodiska indextabellen (förenklat i sig) att väljas för att illustrera denna punkt.

Anodiska index för olika metaller eller legeringar. Källa: Wikipedia.

Anta till exempel att vi ville bygga en elektrokemisk cell. Metallerna som ligger högst upp i tabellen för anodindex är mer katodiska; det vill säga de reduceras lätt och det kommer därför att vara svårt att få dem i lösning. Medan metallerna som är längst ner är mer anodiska eller reaktiva, och de korroderar lätt.

Om vi ​​väljer guld och beryllium kunde båda metallerna inte vara tillsammans länge eftersom beryllium skulle oxidera extremt snabbt.

Och om vi å andra sidan har en lösning av Ag ⁺ -joner och fördjupar en aluminiumstång i den kommer den att upplösas samtidigt som metalliska silverpartiklar fälls ut. Om denna stapel var ansluten till en grafitelektrod, skulle elektroner resa till den för att elektrokemiskt avsätta silver på den som en silverfilm.

Och om den i stället för aluminiumstången var gjord av koppar, skulle lösningen bli blåaktig på grund av närvaron av Cu 2 ⁺ -joner i vattnet.

Elektrokemiskt korrosionsskydd

Offerbeläggningar

Anta att du vill skydda ett zinkark från korrosion i närvaro av andra metaller. Det enklaste alternativet skulle vara att lägga till magnesium, som skulle belägga zinken så att, när de när de oxiderats, elektronerna som frigörs från magnesiumet skulle minska Zn 2 ⁺ -katjonerna tillbaka.

Emellertid skulle MgO-filmen på zink hamna spricka förr snarare än senare, vilket ger anodplatser med hög strömtäthet; dvs korrosionen av zinken skulle accelerera kraftigt på just dessa punkter.

Denna teknik för att skydda mot elektrokemisk korrosion är känd som användning av offerbeläggningar. Den mest kända är zink, som används i den berömda tekniken kallad galvanisering. I dem är metallen M, särskilt järn, belagd med zink (Fe / Zn).

Återigen oxiderar zink och dess oxid tjänar till att täcka järnet och överföra elektroner till det som minskar Fe2 ⁺ som kan bildas.

Edelbeläggningar

Anta igen att du vill skydda samma zinkark, men nu kommer du att använda krom istället för magnesium. Krom är mer ädelt (mer katodiskt, se tabell över anodiska nummer) än zink och fungerar därför som en ädel beläggning.

Problemet med denna typ av beläggning är att när den sprickar, kommer den att ytterligare främja och påskynda oxidationen av metallen under; i detta fall skulle zinken korrodera ännu mer än att vara belagd med magnesium.

Och slutligen finns det andra beläggningar som består av färger, plast, antioxidanter, fetter, hartser etc.

Experiment för barn

Järnplatta i upplösning av kopparsalter

Ett enkelt experiment kan utformas från samma tabell med anodindex. Upplösning av en rimlig mängd (mindre än 10 gram) av CuSO ₄ · 5H ₂ O i vatten, är ett barn ombedd att dopp i en polerad järnplåt. Ett foto tas och processen får utvecklas i ett par veckor.

Lösningen är ursprungligen blåaktig, men kommer att börja bleka medan järnplattan blir en coppery-färg. Detta beror på att koppar är ädlare än järn, och därför kommer dess Cu2 ⁺ -katjoner att reduceras till metallisk koppar från jonerna som ges genom oxidation av järn:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Rengöring av silveroxid

Silverföremål blir svarta med tiden, särskilt om de är i kontakt med en källa till svavelföreningar. Rost kan avlägsnas genom att nedsänka föremålet i ett badkar med bakpulver och aluminiumfolie. Bikarbonatet tillhandahåller elektrolyterna som underlättar transport av elektroner mellan föremålet och aluminiumet.

Som ett resultat kommer barnet att uppskatta att objektet förlorar sina svarta fläckar och kommer att glöda med sin karakteristiska silverfärg; medan aluminiumfolien korroderar för att försvinna.

referenser

1. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi. (Fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
3. Wikipedia. (2019). Galvanisk korrosion. Återställd från: en.wikipedia.org
4. Stephen Lower. (16 juni 2019). Elektrokemisk korrosion. Kemi LibreTexts. Återställd från: chem.libretexts.org
5. Det öppna universitetet. (2018). 2.4 Korrosionsprocesser: galvanisk korrosion. Återställd från: open.edu
6. Kunds teknisk serviceborste Wellman Inc. (sf). En guide till galvanisk korrosion. Brush Wellman Engineered Material.
7. Giorgio Carboni. (1998). Experiment inom elektrokemi. Återställd från: funsci.com