Reaccións químicas no proceso de corrosión
A corrosión é un dos fenómenos químicos máis estreitamente relacionados coa vida cotiá, pero o seu impacto pode ser profundo. Desde as valas oxidadas ata os chasis debilitados dos vehículos ou as tubaxes industriais con fugas, todo pode comezar co proceso de corrosión. En poucas palabras, a corrosión pódese entender como o deterioro dos materiais (especialmente os metais) debido a reaccións químicas ou electroquímicas co ambiente. Aínda que a miúdo se considera simplemente "ferruxe", a corrosión en realidade implica unha serie complexa de reaccións influenciadas pola auga, o osíxeno, o sal, a acidez e as diferenzas de potencial eléctrico na superficie do metal.
Corrosión como proceso electroquímico
Na maioría dos casos, a corrosión dos metais ocorre mediante mecanismos electroquímicos, o que significa que o proceso implica o fluxo de electróns resultante da formación dunha microcélula electroquímica na superficie do metal. Esta célula consta de dúas partes principais: a rexión do ánodo e a rexión do cátodo. Aínda que o metal parece homoxéneo, a súa superficie adoita conter imperfeccións, tensións internas, diferenzas na microcomposición ou contacto con outros metais que fan que unha parte da superficie actúe como ánodo e outra parte como cátodo.
– No ánodo, o metal sofre oxidación (liberación de electróns).
– No cátodo, prodúcese unha reacción de redución (aceptación de electróns), na que normalmente participan ións de osíxeno ou hidróxeno.
Noutras palabras, a corrosión pódese ver como unha "pequena batería" que funciona continuamente na superficie metálica, sempre que haxa un electrolito (por exemplo, auga) como medio para a condución de ións.
Reaccións básicas da corrosión do ferro: fontes de ferruxe
O ferro (Fe) é o exemplo máis común nas conversas sobre a corrosión porque se oxida con facilidade. A ferruxe é unha mestura complexa, principalmente óxidos de ferro hidratados (por exemplo, Fe₂O₃·nH₂O), pero a súa formación iníciase mediante varios pasos de reacción.
1. Reacción anódica: oxidación do ferro
No ánodo, o ferro disólvese liberando electróns:
Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻
Esta reacción provoca a formación de ións Fe²⁺, o que fai que o metal perda masa no punto anódico. Este é o comezo do proceso de "corrosión" do metal.
2. Reacción catódica: redución de osíxeno
En ambientes neutros ou alcalinos (como a auga pura), a reacción catódica máis común é a redución do osíxeno disolto:
O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e⁻ → 4OH⁻(aq)
Os electróns liberados do ánodo flúen á rexión do cátodo e utilízanse para reducir o osíxeno. A presenza de auga e osíxeno son dous factores clave.
3. Formación de compostos intermedios: Fe(OH)₂
Os ións Fe²⁺ formados no ánodo reaccionarán cos ións OH⁻ da reacción catódica para formar un precipitado:
Fe²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → Fe(OH)₂(s)
Estes depósitos aínda non son ferruxe definitiva, senón que son "produtos de corrosión temperá" que poden cambiar aínda máis.
4. Oxidación adicional a Fe(OH)₃ e óxido de ferro hidratado
O Fe(OH)₂ pode ser oxidado polo osíxeno a Fe(OH)₃:
4Fe(OH)₂(s) + O₂(g) + 2H₂O(l) → 4Fe(OH)₃(s)
Entón, o Fe(OH)₃ sofre unha deshidratación parcial e unha reorganización estrutural no óxido de ferro hidratado que coñecemos como ferruxe:
Fe(OH)₃(s) → Fe₂O₃·nH₂O(s) + (auga)
Os produtos de ferruxe son porosos e non se adhiren firmemente, polo que non protexen as capas metálicas subxacentes. Polo tanto, a corrosión do ferro tende a continuar e empeorar.
O efecto dos electrólitos e os ións de sal
A corrosión será moito máis rápida en presenza dun bo electrolito, como a auga do mar ou a auga que contén sal. Os ións de cloruro (Cl⁻) son un dos aceleradores de corrosión máis perigosos. O sal aumenta a condutividade da solución, o que incrementa a corrente electroquímica na superficie do metal. Ademais, o cloruro pode danar a capa pasiva dalgúns metais e desencadear corrosión localizada, como a corrosión por fendas e a corrosión por picaduras.
No ferro, un ambiente que conteña Cl⁻ tamén pode fomentar a formación de produtos de corrosión máis inestables e acelerar a formación de pequenas manchas anódicas profundas, o que resulta en pozos de corrosión que son difíciles de detectar desde o exterior.
Corrosión en ambientes ácidos: redución de ións de hidróxeno
Nun ambiente ácido, a reacción catódica pode cambiar. Se a concentración de H⁺ é alta, a reacción de redución dominante é a formación de gas hidróxeno:
2H⁺(aq) + 2e⁻ → H₂(g)
Mentres que a reacción anódica segue sendo a disolución do metal:
Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻
Esta combinación acelera a velocidade de disolución do ferro en ácido. Como resultado, o metal pode erosionarse sen a presenza de grandes cantidades de osíxeno disolto. É por iso que as tubaxes ou os tanques expostos a líquidos ácidos corren un maior risco de corrosión rápida se non están revestidos ou non se controla o seu pH.
Corrosión galvánica: cando dous metais se atopan
A corrosión está influenciada non só polo ambiente, senón tamén polos metais en contacto. Cando dous metais diferentes se conectan electricamente nun electrolito, fórmase unha célula galvánica. O metal máis activo (que se oxida máis facilmente) actúa como ánodo e corroe máis rapidamente, mentres que o metal máis nobre actúa como cátodo e está relativamente protexido.
Por exemplo, se o ferro entra en contacto co cobre en condicións de humidade, o ferro tende a actuar como ánodo e oxidarse máis rápido. Isto débese á diferenza no potencial estándar do eléctrodo entre os dous metais, que determina a dirección do fluxo de electróns.
Capas pasivas e corrosión noutros metais
Non todos os metais se corroden como o ferro. O aluminio e o aceiro inoxidable, por exemplo, tenden a formar unha capa de óxido fina, densa e fortemente adherente chamada capa pasiva. Esta capa inhibe a difusión de osíxeno e auga á superficie do metal, o que reduce a taxa de corrosión. No aluminio, a capa de Al₂O₃ é moi estable. No aceiro inoxidable, a capa pasiva está soportada por cromo, formando Cr₂O₃.
Non obstante, a capa pasiva pode danarse por certas condicións, como concentracións elevadas de cloruros, condicións de deficiencia de osíxeno en ocos estreitos ou diferenzas na aireación (celas de concentración de osíxeno). Cando a capa pasiva se rompe en áreas pequenas, a corrosión localizada pode producirse moi rapidamente e ser perigosa.
Factores que afectan as reaccións de corrosión
Algúns dos principais factores que determinan a velocidade da corrosión inclúen:
1. Dispoñibilidade de auga e osíxeno: a auga actúa como electrolito e medio de reacción, mentres que o osíxeno actúa como axente oxidante na reacción catódica.
2. pH ambiental: Os ambientes ácidos aceleran a disolución dos metais. Os ambientes alcalinos ás veces axudan a formar unha capa protectora sobre certos metais.
3. Concentración de ións (especialmente Cl⁻): aumenta a condutividade e desencadea a corrosión local.
4. Temperatura: En xeral, a velocidade das reaccións químicas aumenta coa temperatura, polo que a corrosión tende a ser máis rápida a altas temperaturas.
5. Velocidade do fluxo de fluído: o fluxo pode erosionar a capa protectora e acelerar o subministro de osíxeno, causando erosión-corrosión.
6. Contacto intermetálico: Desencadea a corrosión galvánica se existe unha diferenza de potencial.
Peche
A corrosión é esencialmente unha serie de reaccións de oxidación-redución que se producen espontaneamente cando un metal interactúa co seu ambiente. No ferro, o proceso comeza coa oxidación do Fe a Fe²⁺ no ánodo e a redución do osíxeno (ou ións de hidróxeno en condicións ácidas) no cátodo. O produto final é o óxido de ferro hidratado, coñecido como ferruxe. A presenza de auga, osíxeno, sal e as condicións de pH determinan significativamente a velocidade desta reacción, do mesmo xeito que os factores materiais como o emparellamento de metais e a capacidade de formar unha capa pasiva. Ao comprender as reaccións químicas implicadas no proceso de corrosión, podemos deseñar estratexias de prevención axeitadas (desde revestimentos, uso de inhibidores, protección catódica ata a selección de materiais) para que as perdas debidas á corrosión se poidan reducir significativamente.
