GALVANISK KORROSJON: MEKANISMER, EKSEMPLER, BESKYTTELSE - KJEMI - 2026

Den galvaniske eller elektrokjemiske korrosjonen er en prosess der et metall eller en legering brytes ned mer presipitært sammenlignet med den konvensjonelle oksidasjonen. Det kan sies at det er en akselerert oksidasjon, og til og med, med vilje forfremmet; som skjer i celler eller batterier.

Dette skjer under en rekke forhold. Først må det være et aktivt metall, kalt anoden. Og for det andre må det være et lavreaktivt edelt metall som kalles en katode. Den tredje og fjerde betingelse er tilstedeværelsen av et medium der elektroner forplanter seg, for eksempel vann, og av ioniske arter eller elektrolytter.

Rusten jernkrone. Kilde: Pixnio.

Galvanisk korrosjon er spesielt observerbar i marine miljøer eller ved bredden av strendene. Luftstrømmene hever masser av vanndamp, som igjen bærer noen ioner; sistnevnte ender opp med å feste seg til et tynt lag vann eller dråper som hviler på metalloverflaten.

Disse forholdene for fuktighet og saltholdighet favoriserer korrosjonen av metallet. Det vil si at en jernkrone som den på bildet over vil ruste raskere hvis den blir utsatt for nærheten av havet.

Lettheten som et metall vil måtte oksidere sammenlignet med et annet, kan måles kvantitativt gjennom reduksjonspotensialet; Tabeller med disse potensialene florerer i kjemibøker. Jo mer negativ du er, jo større er tilbøyeligheten til å ruste.

På samme måte, hvis dette metallet er i nærvær av et annet med et meget positivt reduksjonspotensial, og dermed har et stort AE, vil oksidasjonen av det reaktive metallet være mer aggressivt. Andre faktorer, som pH, ionestyrke, fuktighet, nærvær av oksygen og forholdet mellom områdene av metallet som oksideres og det som reduseres, er også viktige.

mekanismer

Konsepter og reaksjoner

Før man tar opp mekanismene bak galvanisk korrosjon, bør visse konsepter avklares.

I en redoksreaksjon mister en art elektroner (oksiderer) mens en annen får dem (reduserer). Elektroden som oksidasjon skjer på kalles anoden; og som reduksjonen skjer på, blir katode (på engelsk brukes vanligvis den mnemoniske regelen redcat for å huske den).

For en elektrode (et stykke, skrue osv.) Av et metall M, sies det å være anoden:

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

Antall frigjorte elektroner vil være lik størrelsen på den positive ladningen til den resulterende kation M ^{n +} .

Så mottar en annen elektrode eller metall R (begge metaller må være i kontakt på noen måte) de frigjorte elektronene; men dette gjennomgår ikke en kjemisk reaksjon hvis den får elektroner, siden det bare ville lede dem (elektrisk strøm).

Derfor må det være en annen art i løsning som formelt kan akseptere disse elektronene; så lett reduserte metallioner, for eksempel:

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

Det vil si at et lag av metall R ville dannes og elektroden vil derfor bli tyngre; mens metallet M ville miste masse på grunn av atomer ble oppløst.

Depolarizers

Hva om det ikke var noen metallkationer som kunne reduseres lett nok? I så fall vil andre arter som er tilstede i mediet ta elektronene: depolarisatorene. Disse er nært relatert til pH-verdi: O ₂ , H ⁺ , OH ^- og H ₂ O.

Oksygen og vann får elektroner i en reaksjon uttrykt ved følgende kjemiske ligning:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Mens H ⁺ -ionene blir transformert til H ₂ :

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

Det vil si OH-artene ^- og H ₂ er vanlige produkter galvanisk eller elektrokjemisk korrosjon.

Selv om metallet R ikke deltar i noen reaksjon, fremmer det faktum at det er mer edelt enn M, oksidasjon; og følgelig vil det være en høyere produksjon av OH ^- ioner eller hydrogengass. For tross alt er det forskjellen mellom reduksjonspotensialene, ΔE, en av hoveddriverne for disse prosessene.

Jernkorrosjon

Korrosjonsmekanisme for jern. Kilde: Wikipedia.

Etter forrige avklaringer kan eksemplet på jernkorrosjon adresseres (toppbilde). Anta at det er et tynt lag vann der oksygen løses opp. Uten tilstedeværelsen av andre metaller, vil det være depolarisatorene som vil sette tonen for reaksjonen.

Dermed vil jern miste noen atomer fra overflaten for å oppløses i vann som Fe ²⁺ kationer :

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

De to elektronene vil reise gjennom jernstykket fordi det er en god leder av elektrisitet. Så hvor oksidasjonen eller anodestedet startet er kjent; men ikke hvor reduksjonen eller plasseringen av det katodiske stedet vil fortsette. Katodestedet kan være hvor som helst; og jo større det er mulig, desto dårligere vil metallet korrodere.

Anta at elektronene når et punkt som vist på bildet over. Der gjennomgår både oksygen og vann reaksjonen som allerede er beskrevet, hvorved OH ^- frigjøres . Disse OH ^- anionene kan reagere med Fe ^{2+ for} å danne Fe (OH) ₂ , som faller ut og gjennomgår påfølgende oksidasjoner som til slutt forvandler den til rust.

I mellomtiden spraker anodesiden mer og mer.

eksempler

I hverdagen er eksemplene på galvanisk korrosjon mange. Vi trenger ikke å referere til jernkronen: enhver artefakt laget av metaller kan gjennomgå den samme prosessen i nærvær av fuktige og saltvannsmiljøer.

I tillegg til stranden kan vinter også gi ideelle forhold for korrosjon; for eksempel når du måver salter til snø på veien for å forhindre at biler skrenser.

Fra et fysisk synspunkt kan fuktighet holdes i de sveisede skjøtene til to metaller, idet de er aktive korrosjonssteder. Dette er fordi begge metaller oppfører seg som to elektroder, der den mer reaktive en mister sine elektroner.

Hvis produksjonen av OH ^- ioner er betydelig, kan det til og med korrodere malingen på bilen eller enheten det gjelder.

Anodiske indekser

Man kan konstruere sine egne eksempler på galvanisk korrosjon ved bruk av reduksjonspotensialtabellene. Imidlertid vil den anodiske indekstabellen (forenklet per se) velges for å illustrere dette punktet.

Anodiske indekser for forskjellige metaller eller legeringer. Kilde: Wikipedia.

Anta for eksempel at vi ønsket å bygge en elektrokjemisk celle. Metallene som er øverst i tabellen for anodisk indeks er mer katodiske; det vil si at de lett reduseres, og det vil derfor være vanskelig å ha dem i løsning. Mens metallene som er i bunnen er mer anodiske eller reaktive, og de korroderer lett.

Hvis vi velger gull og beryllium, kunne begge metaller ikke være sammen lenge, siden beryllium ville oksidere ekstremt raskt.

Og hvis vi derimot har en løsning av Ag ⁺ -ioner, og vi dypper en aluminiumsstang i den, vil den oppløses samtidig som metalliske sølvpartikler faller ut. Hvis denne stangen ble koblet til en grafittelektrode, ville elektronene reise til den for å elektrokjemisk sette sølv på den som en sølvfilm.

Og hvis den i stedet for aluminiumsstangen var laget av kobber, ville løsningen bli blåaktig på grunn av tilstedeværelsen av Cu ²⁺ -ioner i vannet.

Elektrokjemisk korrosjonsbeskyttelse

Offerbelegg

Anta at du vil beskytte en sinkplate mot korrosjon i nærvær av andre metaller. Det enkleste alternativet ville være å tilsette magnesium, som ville belegge sink slik at når elektroner som ble frigjort fra magnesium, ville redusere Zn ²⁺ -kationene når de ble oksidert .

Imidlertid vil MgO-filmen på sink ende opp med å sprekke før og senere, og gi anodesteder med høy strømtetthet; det vil si at korrosjonen av sink ville akselerere kraftig på akkurat disse punktene.

Denne teknikken for å beskytte mot elektrokjemisk korrosjon er kjent som bruk av offerbelegg. Den mest kjente er sink, brukt i den berømte teknikken kalt galvanisering. I dem er metallet M, spesielt jern, belagt med sink (Fe / Zn).

Igjen oksiderer sink, og oksydet tjener til å dekke jernet og overføre elektroner til det som reduserer Fe ²⁺ som kan dannes.

Edelbelegg

Anta at du igjen vil beskytte det samme arket med sink, men nå vil du bruke krom i stedet for magnesium. Krom er mer edelt (mer katodisk, se tabell med anodetall) enn sink, og fungerer derfor som et edelt belegg.

Problemet med denne typen belegg er at når den først sprekker, vil den ytterligere fremme og akselerere oksidasjonen av metallet under; i dette tilfellet ville sinket korrodere enda mer enn å være belagt med magnesium.

Og til slutt er det andre belegg som består av maling, plast, antioksidanter, fett, harpiks, etc.

Eksperiment for barn

Jernplate i oppløsning av kobbersalter

Et enkelt eksperiment kan tenkes ut fra den samme tabellen med anodeindekser. Oppløse en rimelig mengde (mindre enn 10 gram) av CuSO ₄ · 5H ₂ O i vann, er et barn bedt om å dyppe i en blank jernplate. Et bilde er tatt, og prosessen får utfolde seg i et par uker.

Løsningen er i utgangspunktet blåaktig, men vil begynne å falme mens jernplaten blir en glødende farge. Dette skyldes det faktum at kobber er mer edelt enn jern, og derfor vil dens Cu ²⁺ -kationer reduseres til metallisk kobber fra ionene gitt ved oksidasjon av jern:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Sølvoksydrensing

Sølvgjenstander blir svarte over tid, spesielt hvis de er i kontakt med en kilde til svovelforbindelser. Rusten kan fjernes ved å dyppe gjenstanden i et kar med vann med natron og aluminiumsfolie. Bikarbonatet gir elektrolyttene som vil lette transporten av elektroner mellom gjenstanden og aluminiumet.

Som et resultat vil barnet sette pris på at objektet mister sine svarte flekker og vil glød med sin karakteristiske sølvfarge; mens aluminiumsfolien vil korrodere for å forsvinne.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
3. Wikipedia. (2019). Galvanisk korrosjon. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
4. Stephen Lower. (16. juni 2019). Elektrokjemisk korrosjon. Kjemi LibreTexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
5. Det åpne universitetet. (2018). 2.4 Korrosjonsprosesser: galvanisk korrosjon. Gjenopprettet fra: open.edu
6. Kunde teknisk service børste Wellman Inc. (sf). En guide til galvanisk korrosjon. Børste Wellman Engineered Materials.
7. Giorgio Carboni. (1998). Eksperimenter innen elektrokjemi. Gjenopprettet fra: funsci.com