GALVANISCHE CORROSIE: MECHANISMEN, VOORBEELDEN, BESCHERMING - CHEMIE - 2024

De galvanische of elektrochemische corrosie is een proces waarbij een metaal of legering sneller degradeert in vergelijking met de conventionele oxidatie. Men kan zeggen dat het een versnelde oxidatie is, en zelfs opzettelijk bevorderd; zoals gebeurt in cellen of batterijen.

Dit gebeurt onder een aantal voorwaarden. Ten eerste moet er een actief metaal zijn, de anode genaamd. Ook, en ten tweede, moet er een laag-reactief edelmetaal zijn dat een kathode wordt genoemd. De derde en vierde voorwaarden zijn de aanwezigheid van een medium waar elektronen zich voortplanten, zoals water, en van ionensoorten of elektrolyten.

Roestige ijzeren kroon. Bron: Pixnio.

Galvanische corrosie is vooral waarneembaar in maritieme omgevingen of aan de oevers van stranden. De luchtstromen wekken massa's waterdamp op, die op hun beurt enkele ionen vervoeren; deze laatste blijven aan een dun laagje water of druppels die op het metalen oppervlak rusten.

Deze omstandigheden van vochtigheid en zoutgehalte bevorderen de corrosie van het metaal. Dat wil zeggen, een ijzeren kroon zoals die in de bovenstaande afbeelding zal sneller roesten als deze wordt blootgesteld aan de nabijheid van de zee.

Het gemak dat een metaal zal moeten oxideren in vergelijking met een ander kan kwantitatief worden gemeten aan de hand van zijn reductiepotentieel; Tabellen met deze mogelijkheden zijn overvloedig aanwezig in scheikundeboeken: hoe negatiever je bent, hoe groter je neiging tot roesten.

Evenzo, als dit metaal in de aanwezigheid is van een ander met een zeer positief reductiepotentieel, dus met een grote AE, zal de oxidatie van het reactieve metaal agressiever zijn. Andere factoren, zoals pH, ionsterkte, vochtigheid, de aanwezigheid van zuurstof en de relatie tussen de gebieden van het metaal dat wordt geoxideerd en dat wordt verminderd, zijn ook belangrijk.

Mechanismen

Concepten en reacties

Voordat we ingaan op de mechanismen achter galvanische corrosie, moeten bepaalde concepten worden verduidelijkt.

Bij een redoxreactie verliest de ene soort elektronen (oxideert) terwijl een andere ze verkrijgt (vermindert). De elektrode waarop oxidatie plaatsvindt, wordt de anode genoemd; en waarop de reductie plaatsvindt, kathode (in het Engels wordt de geheugenregel redcat meestal gebruikt om het te onthouden).

Dus voor een elektrode (een stuk, schroef, enz.) Van een metalen M, als deze oxideert, wordt gezegd dat het de anode is:

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

Het aantal vrijgekomen elektronen is gelijk aan de grootte van de positieve lading van het resulterende kation M ^{n +} .

Dan ontvangt een andere elektrode of metaal R (beide metalen moeten op de een of andere manier in contact zijn) de vrijgekomen elektronen; maar dit ondergaat geen chemische reactie als het elektronen wint, omdat het ze alleen zou geleiden (elektrische stroom).

Daarom moet er een andere soort in oplossing zijn die deze elektronen formeel kan accepteren; als gemakkelijk gereduceerde metaalionen, bijvoorbeeld:

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

Dat wil zeggen, er zou zich een metaallaag R vormen en de elektrode zou daarom zwaarder worden; terwijl het metaal M massa zou verliezen doordat zijn atomen oplossen.

Depolarisatoren

Wat als er geen metaalkationen waren die gemakkelijk genoeg konden worden gereduceerd? In dat geval nemen andere in het medium aanwezige soorten de elektronen op: de depolarisatoren. Deze hangen nauw samen met pH: O ₂ , H ⁺ , OH ^- en H ₂ O.

Zuurstof en water krijgen elektronen in een reactie uitgedrukt door de volgende chemische vergelijking:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Terwijl de H ⁺ -ionen worden omgezet in H ₂ :

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

Het zijn de OH-soorten ^- en H ₂ zijn veel voorkomende producten van galvanische of elektrochemische corrosie.

Zelfs als het metaal R aan geen enkele reactie deelneemt, bevordert het feit dat het edeler is dan M zijn oxidatie; en bijgevolg zal er een hogere productie van OH ^- ionen of waterstofgas zijn. Omdat het tenslotte het verschil is tussen de reductiepotentialen, ΔE, een van de belangrijkste drijfveren van deze processen.

IJzercorrosie

Corrosiemechanisme voor ijzer. Bron: wikipedia.

Na de voorgaande verduidelijkingen kan het voorbeeld van ijzercorrosie worden aangepakt (bovenste afbeelding). Stel dat er een dun laagje water is waarin zuurstof oplost. Zonder de aanwezigheid van andere metalen zullen de depolarisatoren de toon zetten voor de reactie.

IJzer verliest dus enkele atomen van het oppervlak om in water op te lossen als Fe ²⁺ -kationen :

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

De twee elektronen zullen door het stuk ijzer gaan omdat het een goede geleider van elektriciteit is. Dus waar de oxidatie of de anodeplaats begon, is bekend; maar niet waar de verkleining of de locatie van de kathodeplaats zal plaatsvinden. De kathodeplaats kan overal zijn; en hoe groter het mogelijke oppervlak, hoe erger het metaal zal corroderen.

Stel dat de elektronen een punt bereiken zoals weergegeven in de afbeelding hierboven. Daar ondergaan zowel zuurstof als water de reeds beschreven reactie, waarbij OH ^- vrijkomt . Deze OH ^- anionen kunnen reageren met Fe ²⁺ om Fe (OH) _{2 te vormen} , dat neerslaat en vervolgens oxidaties ondergaat die het uiteindelijk in roest veranderen.

Ondertussen barst de anodeplaats steeds meer.

Voorbeelden

In het dagelijks leven zijn de voorbeelden van galvanische corrosie talrijk. We hoeven niet naar de ijzeren kroon te verwijzen: elk artefact gemaakt van metalen kan hetzelfde proces ondergaan in de aanwezigheid van vochtige en zoute omgevingen.

Naast het strand kan de winter ook ideale omstandigheden bieden voor corrosie; bijvoorbeeld bij het scheppen van zout in de sneeuw op de weg om te voorkomen dat auto's gaan slippen.

Fysiek gezien kan vocht worden vastgehouden in de gelaste verbindingen van twee metalen, die actieve corrosieplaatsen zijn. Dit komt omdat beide metalen zich gedragen als twee elektroden, waarbij de meer reactieve zijn elektronen verliest.

Als de productie van OH ^- ionen aanzienlijk is, kan dit zelfs de lak van de auto of het betreffende apparaat aantasten.

Anodische indices

Men kan zijn eigen voorbeelden van galvanische corrosie construeren door gebruik te maken van de reductiepotentiaal-tabellen. De anodische indextafel (op zich vereenvoudigd) zal echter worden gekozen om dit punt te illustreren.

Anodische indexen voor verschillende metalen of legeringen. Bron: wikipedia.

Stel dat we bijvoorbeeld een elektrochemische cel wilden bouwen. De metalen die bovenaan de anodische indextafel staan, zijn meer kathodisch; dat wil zeggen, ze worden gemakkelijk verkleind en het zal daarom moeilijk zijn om ze in oplossing te hebben. Terwijl de metalen aan de onderkant meer anodisch of reactief zijn en gemakkelijk corroderen.

Als we voor goud en beryllium kiezen, kunnen beide metalen niet lang bij elkaar blijven, omdat beryllium extreem snel oxideert.

En als we aan de andere kant een oplossing van Ag ⁺ -ionen hebben en we dompelen er een aluminiumstaaf in onder, dan zal het oplossen op hetzelfde moment dat metallische zilverdeeltjes neerslaan. Als deze staaf was verbonden met een grafietelektrode, zouden elektronen ernaar reizen om er elektrochemisch zilver op af te zetten als een zilverfilm.

En als het in plaats van de aluminium staaf van koper was gemaakt, zou de oplossing blauwachtig worden door de aanwezigheid van Cu ²⁺ -ionen in het water.

Elektrochemische corrosiebescherming

Opofferingscoatings

Stel dat u een zinkplaat wilt beschermen tegen corrosie in aanwezigheid van andere metalen. De eenvoudigste optie zou zijn om magnesium toe te voegen, dat het zink zou coaten, zodat, eenmaal geoxideerd, de elektronen die uit het magnesium vrijkomen, de Zn ²⁺ -kationen terug zouden verminderen .

De MgO-film op zink zou echter eerder dan later barsten, waardoor anodeplaatsen met hoge stroomdichtheid ontstaan; dat wil zeggen dat de corrosie van het zink juist op die punten sterk zou versnellen.

Deze techniek van bescherming tegen elektrochemische corrosie staat bekend als het gebruik van opofferingscoatings. De bekendste is zink, gebruikt in de bekende techniek genaamd verzinken. Daarin is het metaal M, vooral ijzer, bedekt met zink (Fe / Zn).

Nogmaals, zink oxideert en zijn oxide dient om het ijzer te bedekken en elektronen door te geven die het Fe ²⁺ verminderen dat kan worden gevormd.

Edele coatings

Stel nogmaals dat je dezelfde plaat zink wilt beschermen, maar nu gebruik je chroom in plaats van magnesium. Chroom is edeler (meer kathodisch, zie tabel met anodische getallen) dan zink en werkt daarom als een edele coating.

Het probleem met dit type coating is dat als het eenmaal barst, het de oxidatie van het metaal eronder verder zal bevorderen en versnellen; in dit geval zou het zink zelfs meer corroderen dan wanneer het met magnesium wordt bekleed.

En tot slot zijn er nog andere coatings die bestaan ​​uit verf, plastic, antioxidanten, vetten, harsen, etc.

Experimenteer voor kinderen

IJzeren plaat in oplossing van koperzouten

Een eenvoudig experiment kan worden bedacht uit dezelfde tabel met anode-indices. Als een kind een redelijke hoeveelheid (minder dan 10 gram) CuSO ₄ · 5H ₂ O in water oplost , wordt een kind gevraagd het in een gepolijste ijzeren plaat te dopen. Er wordt een foto gemaakt en het proces mag zich een paar weken voltrekken.

De oplossing is aanvankelijk blauwachtig, maar zal beginnen te vervagen terwijl de ijzeren plaat een koperachtige kleur krijgt. Dit komt door het feit dat koper edeler is dan ijzer, en daarom zullen de Cu ²⁺ -kationen worden gereduceerd tot metallisch koper uit de ionen die worden verkregen door de oxidatie van ijzer:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Zilveroxide reiniging

Zilveren voorwerpen worden na verloop van tijd zwart, vooral als ze in contact komen met een bron van zwavelverbindingen. De roest kan worden verwijderd door het object onder te dompelen in een bak met water met zuiveringszout en aluminiumfolie. Het bicarbonaat zorgt voor de elektrolyten die het transport van elektronen tussen het object en het aluminium vergemakkelijken.

Het resultaat is dat het kind zal waarderen dat het object zijn zwarte vlekken verliest en zal gloeien met zijn karakteristieke zilveren kleur; terwijl de aluminiumfolie weg zal roesten.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
3. Wikipedia. (2019). Galvanische corrosie. Hersteld van: en.wikipedia.org
4. Stephen Lower. (16 juni 2019). Elektrochemische corrosie. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
5. De Open Universiteit. (2018). 2.4 Corrosieprocessen: galvanische corrosie. Hersteld van: open.edu
6. Technische klantenservice Brush Wellman Inc. (sf). Een gids voor galvanische corrosie. Borstel Wellman Engineered Materials.
7. Giorgio Carboni. (1998). Experimenten in elektrochemie. Hersteld van: funsci.com