Riassunto Corrosione, prof. Roventi

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' proprieta' 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 dedotta dalla conoscenza dei potenziali delle semi-reazioni. Esempio:

Fe → 2e^- → Fe²⁺ ½O₂ + 2e^- + H₂O → 2OH^-

Fe + ½O₂ + H₂O → Fe(OH)₂ ΔG₀ = -246 kJ/mole

Il tempo della reazione non dipende dall'ampiezza del ΔG₀!!

Corrosione a Umido

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

Potenziale assoluto dell'elettrodo, esempio:

Si condisera un barattolo 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⁺; concentraI. Cu²⁺ nel metallo → concenteraz. 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: Ionato positivamente carico nella soluzi. e ione negativo nel metallo → Cu;
• Ioni Cu²⁺ sono respinti da eventuali cationi rame presenti in soluzione e attratti dagli elettroni sul metallo (in totale = forza di attrazione e dissoluzione che garantiranno un equilibrio dinamico!) → Si crea differenza di potenziale all'interfaccia metallo-soluzione.

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

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.

Elettrodo di riferimento: el. di idrogeno

Pot. del semielemento misurati x confronto con quello dell'idrogeno; Misura va effettuata in condizioni di equilibrio. Solamente se pot. ^X < E₀ il metallo è nobile e difficilmente si corroderà; Viceversa se pot. ^X > E₀ il metallo è poco nobile e può corrodersi. Elettrodo di idrogeno: Elettrodo di platino immerso in soluzione acquosa di H⁺, sulla cui superficie gorgoglia idrogeno gassoso H₂ → il platino funge solo da elettrodo indifferente: E = E° ± RT/2F ln[H⁺] → se anche [H⁺] = 1, allora E = E° = pot. standard del semielemento di idrogeno, posto convenzionalmente nullo! Un altro elettrodo a met. è quello al calomelano.

Applicazione della termodinamica

Se ΔG>0 → reazione di corrosione non avviene sicuramente; Se ΔG