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

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

Potenziale assoluto dell'elettrodo, esempio:

Si considera una barrette 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-solutione; 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-soluione.

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.

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 GARANISCONO UN EQUILIBRIO DINAMICO!) → SI CREA DIFFERENZA DI POTENZIALE SULL'INTERFACCIA METALLO-SOLUZIONE.

SEMI-REAZIONE ➔ Cu ➔ Cu²⁺ + 2e^- (Cu²⁺ = SPECIE OSSIDATA, Cu = SPECIE R