Galwaniczne mechanizmy korozyjne, przykłady, ochrona

4635
Robert Johnston

Plik korozja galwaniczna lub elektrochemiczna Jest to proces, w którym metal lub stop degraduje się szybciej w porównaniu z konwencjonalnym utlenianiem. Można powiedzieć, że jest to przyspieszone utlenianie, a nawet celowo przebłagane; jak to się dzieje w ogniwach lub bateriach.

Odbywa się to pod pewnymi warunkami. Po pierwsze, musi istnieć aktywny metal, zwany anodą. 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 i związki jonowe lub elektrolity..

Zardzewiała żelazna korona. Źródło: Pixnio.

Korozję galwaniczną można zaobserwować zwłaszcza 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; książki chemiczne obfitują w tabele z tymi potencjałami E. Im bardziej jest on negatywny, tym większa jest jego skłonność do rdzewienia.

Podobnie, jeśli metal ten występuje w obecności innego o bardzo dodatnim potencjale redukcyjnym, a zatem ma duże AE, 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..

Indeks artykułów

  • 1 Mechanizmy
    • 1.1 Pojęcia i reakcje
    • 1.2 Depolaryzatory
    • 1.3 Korozja żelaza
  • 2 Przykłady
    • 2.1 Wskaźniki anodowe
  • 3 Ochrona przed korozją elektrochemiczną
    • 3.1 Powłoki ofiarne
    • 3.2 Szlachetne powłoki
  • 4 Eksperyment dla dzieci
    • 4.1 Żelazna płyta w roztworze soli miedzi
    • 4.2 Czyszczenie tlenku srebra
  • 5 Referencje

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 zdobywa (redukuje). Elektroda, na której zachodzi utlenianie, nazywana jest anodą; a na którym następuje redukcja, katoda (w języku angielskim reguła mnemoniczna czerwony Kot zapamiętać).

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 kationu M.n+ wynikły.

Następnie inna elektroda lub metal R (oba metale muszą się w jakiś sposób stykać) odbiera uwolnione elektrony; ale to nie ulega 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:

Rn+ + ne- => R.

Oznacza to, że utworzyłaby się warstwa metalu R, przez co elektroda stałaby się cięższa; podczas gdy metal M straciłby masę z powodu rozpuszczania się 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: Odwa, H.+, O- i HdwaLUB.

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

LUBdwa + 2HdwaO + 4e- => 4OH-

Podczas gdy jony H.+ przekształcić w H.dwa:

2H+ + 2e- => H.dwa

To znaczy gatunek OH- i Hdwa 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 wyższa produkcja jonów OH- lub wodór. 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 będą wyznaczać wytyczne dla reakcji.

W ten sposób żelazo straci część atomów ze swojej powierzchni, aby rozpuścić się w wodzie w postaci kationów Fe.dwa+:

Wiara => Wiaradwa+ + 2e-

Dwa elektrony przejdą przez kawałek żelaza, ponieważ jest to dobry przewodnik prądu elektrycznego. Więc gdzie znane jest utlenianie lub miejsce rozpoczęcia anody; ale nie 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 przechodzą opisaną już reakcję, w wyniku której uwalnia się OH-. Te aniony OH- mogą reagować z Fedwa+ tworząc Fe (OH)dwa, który wytrąca się i ulega późniejszemu utlenianiu, które ostatecznie przekształca go w rdzę.

Tymczasem miejsce 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 podlegać temu samemu procesowi w środowisku wilgotnym i słonym.

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, a bardziej reaktywny traci elektrony..

Jeśli produkcja jonów OH- Jest to znaczne, może nawet spowodować korozję lakieru samochodu lub danego urządzenia.

Indeksy anodowe

Można budować własne przykłady korozji galwanicznej, korzystając z tabel potencjału redukcyjnego. Jednak tabela indeksów anodowych (sama w sobie uproszczona) 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, 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 przez długi czas, ponieważ beryl utleniałby się niezwykle szybko..

A jeśli z drugiej strony mamy roztwór jonów Ag+ i zanurzamy w nim aluminiowy pręt, który rozpuści się w tym samym czasie, w którym 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 jeśli zamiast pręta aluminiowego byłby wykonany z miedzi, roztwór stałby się niebieskawy z powodu obecności jonów Cu.dwa+ 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 że po utlenieniu elektrony uwolnione z magnezu redukują kationy Zn.dwa+ z powrotem.

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

Ta technika elektrochemicznej ochrony przed korozją 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).

Ponownie cynk utlenia się, a jego tlenek służy do pokrycia żelaza i przekazania mu elektronów, które redukują Fedwa+ które można uformować.

Szlachetne powłoki

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

Problem z tego typu powłoką polega na tym, że gdy pęknie, będzie dalej promować i przyspieszać utlenianie metalu znajdującego się 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

Z tej samej tabeli wskaźników anodowych można opracować prosty eksperyment. Rozpuszczenie rozsądnej ilości (mniej niż 10 gramów) CuSO45HdwaLub w wodzie dziecko jest proszone o zanurzenie się w wypolerowanej żelaznej płycie. Zdjęcie zostaje zrobione, a proces może trwać kilka tygodni.

Roztwór jest początkowo niebieskawy, ale zacznie blaknąć, gdy żelazna płyta zmieni kolor na miedziany. Dzieje się tak, ponieważ miedź jest szlachetniejsza niż żelazo, a zatem zawiera kationy Cudwa+ Zostaną zredukowane do metalicznej miedzi z jonów wytworzonych przez utlenianie żelaza:

Wiara => Wiaradwa+ + 2e-

Cudwa+ + 2e- => Cu

Czyszczenie tlenkiem srebra

Srebrne przedmioty z czasem czernieją, 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. Chemia LibreTexts. Źródło: chem.libretexts.org
  5. Otwarty Uniwersytet. (2018). 2.4 Procesy korozyjne: korozja galwaniczna. Odzyskany z: open.edu
  6. Szczotka obsługi technicznej klienta Wellman Inc. (s.f.). Przewodnik po korozji galwanicznej. Szczotkować materiały inżynieryjne firmy Wellman.
  7. Giorgio Carboni. (1998). Eksperymenty w elektrochemii. Odzyskany z: funsci.com

Jeszcze bez komentarzy