GALVANISKĀ KOROZIJA: MEHĀNISMI, PIEMĒRI, AIZSARDZĪBA - ĶĪMIJA - 2025

Galvaniskā vai elektroķīmiskās korozijas ir process, kurā metāla vai sakausējumu pasliktina vairāk precipitously salīdzinot ar parasto oksidāciju. Var teikt, ka tā ir paātrināta un pat ar nodomu veicināta oksidēšanās; kā tas notiek šūnās vai baterijās.

Tas notiek vairākos apstākļos. Pirmkārt, jābūt aktīvam metālam, ko sauc par anodu. Tāpat, un, otrkārt, jābūt mazreaģējošam cēlmetālam, ko sauc par katodu. Trešais un ceturtais nosacījums ir barotnes, kurā izplatās elektroni, piemēram, ūdens, un jonu sugu vai elektrolītu klātbūtne.

Sarūsējis dzelzs vainags. Avots: Pixnio.

Galvaniskā korozija ir īpaši novērojama jūras vidē vai pludmales krastos. Gaisa strāvas palielina ūdens tvaiku masas, kuras savukārt pārvadā dažus jonus; pēdējie nonāk pie plāna ūdens slāņa vai pilieniem, kas atrodas uz metāla virsmas.

Šie mitruma un sāļuma apstākļi veicina metāla koroziju. Tas ir, tāds dzelzs vainags kā iepriekš redzamajā attēlā ātrāk rūsa, ja tas tiks pakļauts jūras tuvumā.

To, cik viegli metālam būs oksidēties, salīdzinot ar citu, var kvantitatīvi izmērīt, izmantojot tā reducēšanas potenciālu; Tabulas ar šo potenciālu ir atrodamas ķīmijas grāmatās. Jo negatīvāks esat cilvēks, jo lielāka ir jūsu tieksme uz rūsu.

Tāpat, ja šis metāls atrodas cita klātbūtnē ar ļoti pozitīvu reducēšanas potenciālu, tātad ar lielu ΔE, reaktīvā metāla oksidācija būs agresīvāka. Svarīgi ir arī citi faktori, piemēram, pH, jonu stiprums, mitrums, skābekļa klātbūtne un attiecības starp oksidēto un samazinātā metāla laukumiem.

Mehānismi

Koncepcijas un reakcijas

Pirms pievērsties galvaniskās korozijas mehānismiem, jānoskaidro daži jēdzieni.

Redoksreakcijā viena suga zaudē elektronus (oksidējas), bet otra tos iegūst (samazina). Elektrodu, uz kura notiek oksidēšanās, sauc par anodu; un uz kura notiek reducēšana, katods (angļu valodā to atcerēties parasti izmanto mnemonisks noteikums redcat).

Tādējādi metāla M elektrodam (gabalam, skrūvei utt.), Ja tas oksidējas, tas tiek uzskatīts par anodu:

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

Atbrīvoto elektronu skaits būs vienāds ar iegūtā katjona M ^{n +} pozitīvā lādiņa lielumu .

Tad cits elektrods vai metāls R (abiem metāliem kaut kādā veidā ir jābūt saskarē), saņem atbrīvotos elektronus; bet tas neveic ķīmisku reakciju, ja tas iegūst elektronus, jo tas tos tikai vada (elektriskā strāva).

Tāpēc risinājumā ir jābūt vēl vienai sugai, kas formāli var pieņemt šos elektronus; tik viegli reducēti metāla joni, piemēram:

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

Tas ir, veidosies metāla R slānis un tādējādi elektrods kļūs smagāks; savukārt metāls M zaudētu masu atomu izšķīšanas dēļ.

Depolarizatori

Ko darīt, ja nebūtu metāla katjonu, kurus varētu pietiekami viegli reducēt? Tādā gadījumā citas sugas, kas atrodas vidē, ņems elektronus: depolarizatorus. Tie ir cieši saistīti ar pH: O ₂ , H ⁺ , OH ^- un H ₂ O.

Skābekļa un ūdens elektroni pastiprina reakciju, ko izsaka ar šādu ķīmisko vienādojumu:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Kamēr H ⁺ joni tiek pārveidoti par H ₂ :

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

Tas ir, OH sugas ^- un H ₂ ir izplatīti galvaniskās vai elektroķīmiskās korozijas produkti.

Pat ja metāls R nepiedalās nevienā reakcijā, fakts, ka tas ir cildenāks par M, veicina tā oksidēšanu; un līdz ar to, būs augstāku ražošanas OH ^- jonu vai ūdeņraža gāzi. Jo galu galā tā ir atšķirība starp reducēšanas potenciāliem ΔE, kas ir viens no galvenajiem šo procesu virzītājiem.

Dzelzs korozija

Dzelzs korozijas mehānisms. Avots: Wikipedia.

Pēc iepriekšējiem skaidrojumiem var aplūkot dzelzs korozijas piemēru (augšējais attēls). Pieņemsim, ka ir plāns ūdens slānis, kurā izšķīst skābeklis. Bez citu metālu klātbūtnes reakcijas signālu noteiks depolarizatori.

Tādējādi dzelzs zaudēs dažus atomus no virsmas, lai izšķīdinātu ūdenī Fe ²⁺ katjonu veidā :

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Divi elektroni šķērsos dzelzs gabalu, jo tas ir labs elektrības vadītājs. Tātad, kur ir zināma oksidācijas vai anoda vieta; bet ne tur, kur notiks samazināšana vai katodiskās vietas atrašanās vieta. Katoda vieta var būt jebkur; un jo lielāks ir tā iespējamais laukums, jo sliktāk metāls korozēs.

Pieņemsim, ka elektroni sasniedz punktu, kā parādīts iepriekšējā attēlā. Tur gan skābekļa un ūdens iziet reakciju jau aprakstīts, ar kuru OH ^- ir atbrīvots . Šie OH ^- anjoni var reaģēt ar Fe ²⁺ , veidojot Fe (OH) ₂ , kas izgulsnējas un pēc tam tiek pakļauti oksidācijām, kas galu galā pārveido to par rūsu.

Tikmēr anoda vietne plaisā arvien vairāk.

Piemēri

Ikdienā galvaniskās korozijas piemēru ir daudz. Mums nav jāatsaucas uz dzelzs vainagu: jebkurš artefakts, kas izgatavots no metāliem, mitrā un sāļā vidē var iziet to pašu procesu.

Papildus pludmalei ziema var nodrošināt arī ideālus apstākļus korozijai; piemēram, šķūrējot sāļus sniegā uz ceļa, lai novērstu automašīnu slīdēšanu.

No fiziskā viedokļa mitrumu var noturēt divu metālu metinātos savienojumos, kas ir aktīvas korozijas vietas. Tas notiek tāpēc, ka abi metāli uzvedas kā divi elektrodi, reaktīvākajam zaudējot elektronus.

Ja ražošanas OH ^- joni ir ievērojams, tas var pat sarūsēt krāsu automašīnas vai konkrētas ierīces.

Anodiskie indeksi

Izmantojot redukcijas potenciāla tabulas, var izveidot savus galvaniskās korozijas piemērus. Tomēr šī punkta ilustrēšanai tiks izvēlēta anodiskā indeksa tabula (vienkāršota pati par sevi).

Dažādu metālu vai sakausējumu anodiskie indeksi. Avots: Wikipedia.

Pieņemsim, piemēram, ka mēs gribējām uzbūvēt elektroķīmisko elementu. Metāli, kas atrodas anodisko indeksu tabulas augšdaļā, ir vairāk katodi; tas ir, tos ir viegli samazināt, un tāpēc būs grūti tos atrast risinājumā. Kaut arī metāli, kas atrodas apakšā, ir anodiskāki vai reaģējošāki, un tie viegli korodē.

Ja izvēlamies zeltu un beriliju, abi metāli ilgi nevarētu būt kopā, jo berilijs oksidējas ārkārtīgi ātri.

Un, no otras puses, ja mums ir Ag ⁺ jonu šķīdums un mēs tajā iegremdējam alumīnija stieni, tas izšķīst tajā pašā laikā, kad nogulsnējas metāliskās sudraba daļiņas. Ja šī josla būtu savienota ar grafīta elektrodu, elektroni uz to pārvietotos, lai elektroķīmiski nogulsnētu sudrabu kā sudraba plēvi.

Un, ja alumīnija stieņa vietā tas būtu izgatavots no vara, šķīdums kļūtu zilgans Cu ²⁺ jonu klātbūtnes dēļ ūdenī.

Aizsardzība pret elektroķīmisko koroziju

Upurēšanas pārklājumi

Pieņemsim, ka vēlaties aizsargāt cinka loksni no korozijas citu metālu klātbūtnē. Vienkāršākais risinājums būtu pievienot magniju, kas pārklātu cinku tā, lai, oksidējoties, no magnija atbrīvotie elektroni samazinātu Zn ²⁺ katjonus .

Tomēr MgO plēve uz cinka beigtos plaisāt drīzāk nekā vēlāk, nodrošinot augstas strāvas blīvuma anoda vietas; tas ir, cinka korozija varētu strauji paātrināties tieši tajos punktos.

Šī metode aizsardzībai pret elektroķīmisko koroziju ir pazīstama kā upurēšanas pārklājumu izmantošana. Vispazīstamākais ir cinks, ko izmanto slavenajā tehnikā, ko sauc par cinkošanu. Tajos metāls M, īpaši dzelzs, ir pārklāts ar cinku (Fe / Zn).

Atkal cinks oksidējas, un tā oksīds kalpo, lai pārklātu dzelzi un pārraidītu uz to elektronus, kas samazina veidojamo Fe ²⁺ .

Cēli pārklājumi

Vēlreiz pieņemsim, ka vēlaties aizsargāt to pašu cinka loksni, bet tagad magnija vietā jūs izmantosit hromu. Hroms ir cēlāks (katodiskāks, sk. Anodisko skaitļu tabulu) nekā cinks, tāpēc darbojas kā cēls pārklājums.

Šāda veida pārklājuma problēma ir tāda, ka pēc tam, kad tas saplaisā, tas vēl vairāk veicinās un paātrinās zem tā esošā metāla oksidāciju; šajā gadījumā cinks vēl vairāk kodīs, nekā pārklāts ar magniju.

Visbeidzot, ir arī citi pārklājumi, kas sastāv no krāsām, plastmasām, antioksidantiem, taukiem, sveķiem utt.

Eksperiments bērniem

Dzelzs plāksne vara sāļu izšķīdināšanā

No tās pašas anodu indeksu tabulas var izveidot vienkāršu eksperimentu. Izšķīdinot ūdenī samērīgu daudzumu (mazāk par 10 gramiem) CuSO ₄ · 5H ₂ O, bērnam tiek lūgts iemērkt slīpētā dzelzs plāksnē. Tiek uzņemts fotoattēls, un process tiek ļauts izvērsties pāris nedēļas.

Šķīdums sākotnēji ir zilgans, bet sāks izbalēt, kamēr dzelzs plāksne mainīs vara krāsu. Tas ir saistīts ar faktu, ka varš ir cēlāks par dzelzi, un tāpēc tā Cu ²⁺ katjoni no joniem, ko piešķir dzelzs oksidēšana, tiks reducēti uz metālisku varu:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Sudraba oksīda tīrīšana

Sudraba priekšmeti laika gaitā kļūst melni, īpaši, ja tie ir saskarē ar sēra savienojumu avotu. Tās rūsu var noņemt, iegremdējot priekšmetu ūdens vannā ar cepamais sodas un alumīnija foliju. Bikarbonāts nodrošina elektrolītus, kas atvieglos elektronu transportēšanu starp objektu un alumīniju.

Rezultātā bērns novērtēs, ka priekšmets zaudē melnos punktus un mirdz ar raksturīgo sudraba krāsu; kamēr alumīnija folija korozēs, lai pazūd.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
3. Wikipedia. (2019. gads). Galvaniskā korozija. Atgūts no: en.wikipedia.org
4. Stefans Lejass. (2019. gada 16. jūnijs). Elektroķīmiskā korozija. Ķīmija LibreTexts. Atgūts no: chem.libretexts.org
5. Atklātā universitāte. (2018). 2.4 Korozijas procesi: galvaniskā korozija. Atgūts no: open.edu
6. Klientu tehniskais dienests Brush Wellman Inc. (sf). Galvaniskās korozijas rokasgrāmata. Otas Wellman inženierijas materiāli.
7. Giorgio Carboni. (1998). Eksperimenti elektroķīmijā. Atgūts no: funsci.com