Riassunto Corrosione, prof. Roventi

Corrosione e protezione dei materiali

Corrosione di un metallo → Deterioramento generalmente lento, progressivo e irreversibile a seguito dell'interazione chimico-fisica con l'ambiente circostante → perdita proprietà tecn.

Aspetti termodinamici

Nelle reazioni di corrosione c'è variazione di en. libera: se ΔG₀, non è spontanea (solo l'oro ha tendenza a non reagire); se ΔG₀ invece è spontanea. ΔG dipende solo dallo stato iniziale e finale e può essere dedotto dalla conoscenza dei potenziali delle semi-reazioni.

Esempio

Fe → 2e^- → Fe²⁺

½ O₂ + 2e^- + H₂O → 2OH^-

Fe + ½ O₂ + H₂O → Fe(OH)₂

ΔG⁰ = -246 kJ_mole

Il tempo della reazione non dipende dall'ampiezza di ΔG!

Corrosione a umido

• Semi-reazione anodica all'interfaccia metallo/corrosione;
• Passaggio di elettroni fino alla superficie in cui avviene la catodica;
• Semi-reazione catodica che utilizza gli elettroni nel metallo che si corrode;
• Chiusura circuito mediante corrente x conduzione ionica nell'elettrolita;

Potenziale assoluto dell'elettrodo

Potenziale assoluto dell'elettrodo, esempio:

Si considera una barretta di rame immersa in acqua pura → la parte metallica del sistema elettrodo può essere vista come una nube di elettroni in un reticolo di ioni Cu²⁺; concentrar. Cu²⁺ nel metallo > concentrar. Cu²⁺ nella soluzione!

→ Si crea una driving force che tende a stabilire l'equilibrio → risultato: ioni rame Cu²⁺ sono espulsi dal metallo verso la soluzione, quindi nel metallo si crea eccesso di elettroni → separazione cariche all'interfaccia met-soluzione; stanno positivamente carico nella solu e, stando negato nel metallo → gli ioni Cu²⁺ sono respinti da eventuali cationi rame presenti in soluzione e attratti dagli elettroni sul metallo (in totale = forza di attrazione + dissoluzione che garantiscono un equilibrio dinamico!) → si crea differenza di potenziale sull'interfaccia metallo-soluzione.

Semi-reazione → Cu → Cu²⁺ + 2e^- (Cu²⁺ = specie ossidata, Cu = specie ridotta).

Equazione di Nernst

Equazione di Nernst:

E = E⁰ + ^RT/_nF ln ^[OX]/_[RED] = [v] dove E⁰ = pot. standard di un certo metallo misurato a 25°C, 1 atm e concentrazione unitaria.

Scritto - corrosione e protezione dei materiali

Corrosione di un metallo => Deterioramento generalmente lento, progressivo e irreversibile a seguito dell'interazione chimico-fisica con l'ambiente circostante => perdita proprietà tecni.

Aspetti termo-dinamici

Nelle reazioni di corrosione c'è variazione di en. libera: se ΔG>0, non è spontanea (solo l'oro ha tenenza a non reagire); se ΔG concentraz. Cu²⁺ nella soluzione! → Si crea una driving force che tende a stabilire l'equilibrio → risultato: ioni rame Cu²⁺ sono espulsi dal metallo verso la soluzione, quindi nel metallo si crea eccesso di elettroni → separazione cariche all'interfaccia met.-soluzione: stato positivamente carico nella soluz. e stato negano nel metallo → gli ioni Cu²⁺ nel soluzione hanno da eventuali cationi ramei presenti in soluzione e attratti dagli elettroni sul metallo (in totale = forza di attrazione + dissoluzione che garantiscono un equilibrio dinamico!) → si crea differenza di potenziale sull'interfaccia metallo-soluzione.

Semi-reazione ➔ Cu ➔ Cu²⁺ + 2e^- (Cu²⁺ = specie ossidata, Cu = specie r