Concetto di corrosione
- CORROSIONE
La corrosione dei metalli è un fenomeno complesso che può essere definito come un’alterazione chimica di un metallo solido quando si interfaccia con l’ambiente esterno (atmosfera umida, soluzione, ecc.). L’attacco può estendersi in profondità se i prodotti formati sono polverosi (ruggine ad esempio), ma può essere limitato ad un sottile strato protettivo (allumina su alluminio ad esempio). Oltre all’azione superficiale, la corrosione può portare a una diminuzione delle proprietà meccaniche del metallo (infragilimento). L’impatto economico della corrosione è considerevole. Per il ferro, ad esempio, le perdite per corrosione sono stimate in un quarto della produzione mondiale di acciaio.
- CONCETTO DI CORROSIONE
In realtà, la corrosione è un deterioramento superficiale di un materiale causato da fenomeni elettrici, chimici o meccanici. Ad eccezione di alcuni metalli nobili (Oro, Platino per esempio) ad alto potenziale redox, la termodinamica indica una tendenza spontanea dei metalli a produrre composti chimicamente più stabili (ossidi per esempio). Infatti l’attacco del metallo è un processo di ossidoriduzione di tipo elettrochimico che vede la sua origine nel carattere di conduzione elettrica delle due fasi in presenza: una conduzione elettronica nella fase metallica e una conduzione ionica nell’elettrolita.
Le reazioni elettrochimiche consentono trasferimenti di carica all’interfaccia tra il metallo (elettrodo) e l’elettrolita.
La corrosione di un metallo come il ferro è il risultato di un processo che può essere schematizzato dalla seguente equazione:
Fe → Fe 2+ + 2 e – (1)
Questa equazione significa semplicemente che gli atomi del metallo (Fe) sotto l’azione di un processo di corrosione si trasformano in ioni positivi (Fe2+) che lasciano il metallo per passare nel mezzo. C’è un cambiamento nello stato del materiale correlato alla reazione di dissoluzione del metallo. Questo cambiamento di stato è accompagnato dal rilascio di elettroni (2 e- nel caso del ferro). Il mantenimento della neutralità ambientale richiede che gli elettroni emessi dalla reazione di dissoluzione (1) vengano consumati in una seconda reazione che può essere, ad esempio :
2 H + + 2 e – →H2 (2) ambiente acido
½ O 2 + H 2 O + 2 e – → 2OH – (2′) ambiente neutro e basico
La seconda reazione (2 e 2′) è legata alla natura del mezzo con cui il materiale è a contatto (elettrolita).
Durante un processo di corrosione, la superficie del materiale è quindi necessariamente sede di due reazioni:
- Reazione di dissoluzione o ossidazione (reazione anodica);
- La reazione di decomposizione dell’ambiente: «riduzione» (reazione catodica).
Il processo di corrosione, che sovrappone reazioni anodica e catodica, è accompagnato dalla circolazione di una corrente elettrica (circolazione di elettroni nel metallo e di ioni nell’elettrolita) tra le due aree dell’interfaccia.
Gli elettroni rilasciati dall’anodo (rilascio di uno ione Fe2+ in soluzione) vengono consumati dal processo catodico. Per fare ciò, gli elettroni fluiscono attraverso il metallo dall’anodo al catodo il cui potenziale elettrico è maggiore di quello dell’anodo.
Affinché si verifichi un processo di corrosione, è quindi necessario disporre di:
- una superficie metallica con zone anodica e catodica, quindi eterogeneità di potenziale;
- un elettrolita per il trasporto di ioni per chiudere il circuito elettrico per consentire la circolazione degli elettroni. L’elettrolita è fornito dal mezzo (terreno sommerso, acqua, ecc…).
Quando la corrosione è diffusa, i diversi punti della superficie metallica sono successivamente catodici e anodici e la perdita di spessore è generalmente uniforme. In questo caso la velocità di corrosione può essere valutata, ad esempio, misurando lo spessore o la perdita di peso, permettendo così di stimare la vita utile del pezzo interessato.
A differenza della corrosione generalizzata, la corrosione localizzata deriva dalla localizzazione di aree anodiche in determinate aree dell’interfaccia, per ragioni di eterogeneità nel metallo (difetti metallici, ecc.) o nell’elettrolita. La penetrazione della corrosione è tanto più rapida in quanto il rapporto tra superficie anodica e superficie catodica è basso (protezione insufficiente da parte degli anodi sacrificali, ecc…).
- DIAGRAMMA DI POURBAIX
I diagrammi di Pourbaix, detti anche diagrammi potenziale-[pH], indicano su un piano E-PH le aree di esistenza o predominanza di un elemento. Sono costruiti da dati termodinamici. La Figura 2 fornisce un esempio di diagramma Iron Pourbaix semplificato.
Secondo il diagramma di Figura 2, il ferro si può trovare in tre stati termodinamici a seconda del suo potenziale e del pH della soluzione in cui è immerso:
- Passivazione termodinamica se è nei domini di stabilità degli idrossidi ferrosi o ferrici (Fe2O3);
- Attività o corrosione nei domini di stabilità degli ioni ferrosi e ferrici (Fe3+, Fe2+ e HFe a pH estremo);
- Immunità nell’area del diagramma corrispondente alla stabilità del ferro (Fe).
Nello stato di immunità, il metallo e l’ambiente circostante si trovano in uno stato di stabilità termodinamica: non possono reagire e quindi non è possibile la corrosione. Questa situazione si verifica naturalmente con i metalli nobili (un potenziale di gran lunga superiore a quello dell’elettrodo a idrogeno. Cfr . Tabella 1).
Nello stato di passività il metallo e l’ambiente non sono in uno stato di stabilità termodinamica, ma il metallo è naturalmente ricoperto da una pellicola protettiva che lo isola dall’ambiente esterno. Tale film (strato passivo) deve essere termodinamicamente stabile rispetto all’ambiente esterno e non deve presentare localmente alcuna debolezza. In caso contrario, il metallo si corrode localmente. Nella pratica comune, l’acciaio inossidabile e il titanio, ad esempio, devono la loro resistenza alla corrosione al loro comportamento passivo.
Nello stato di attività, il metallo non è termodinamicamente stabile e non è ricoperto da una pellicola protettiva: reagisce con l’ambiente circostante e si corrode.
Con riferimento al processo di corrosione elettrochimica mostrato in figura 1, la protezione catodica consiste nell’abbassare il potenziale elettrochimico di un metallo in modo che sulla sua superficie possano avvenire solo reazioni catodiche. Questa potenziale riduzione si ottiene facendo passare una corrente esterna sulla superficie metallica per polarizzarla.