Teoría de la corrosión (Parte II)
Clasificación general de la corrosión
Acción de ácidos, álcalis y sales sobre metales y aleaciones
Acción de ácidos
Observando las cuatro etapas en que hemos dividido el herrumbramiento del hierro, la segunda de ellas demuestra que el proceso se acelera con la presencia de cantidades variables de ácidos, pues los cationes hidrógeno que quedan libres de los ácidos facilitan la captación de los electrones que, en la zona anódica, liberan los átomos de hierro.
HCl ⇌ H⁺ + Cl⁻
H₂SO₄ ⇌ 2·H⁺ + SO₄²⁺
Por esta razón, los objetos de hierro instalados dentro del agua se herrumbran más en la línea aire-agua, pues, el agua en su superficie tiene disuelto dióxido de carbono.
Este dióxido de carbono reacciona con el agua formando más iones bicarbonato e iones hidrógeno.
CO₂ + H₂O ⇌ [HCO₃⁻] + [H⁺]
Los iones hidrógeno aceleran, como ya se explicó, el proceso de formación de herrumbre.
En otros casos se comprobó que las cañerías puestas en contacto con cenizas se corroen más rápidamente.
La explicación consiste en que las cenizas poseen compuestos sulfurados que originan ácido sulfúrico que al liberar iones hidrógeno también aceleran el proceso.
Acción de otros metales
Si el hierro forma pares con otros metales el proceso de corrosión puede acelerarse o retardarse según sea la ubicación de los otros metales en la serie electroquímica.
Si el hierro se pone en contacto con el cobre (menor potencial de oxidación que el hierro):
ECu = -0,15 V
EFe = 0,44 V
Los electrones que deja en libertad el hierro pasan al cobre.
Semirreacción en el ánodo (oxidación):
Fe° - 2·e ⟶ Fe²⁺ (E = 0,44 V)
Semirreacción en el catódica (reducción):
Cu²⁺ + 2·e ⟶ Cu° (E = -0,15 V)
La formación del par hierro-cobre acelera el proceso de corrosión, pues el potencial de oxidación del hierro es mayor que el del cobre (metal más noble).
En cambio, en los pares hierro-aluminio o hierro-magnesio por tener el aluminio y el magnesio potenciales de oxidación mayores que el del hierro actúan como ánodo y el hierro, por ser menos activo, actúa como cátodo, fenómeno que impide su corrosión.
EFe = 0,44 V
EMg = 2,37 V
EAl = 1,66 V
Por ejemplo, el par magnesio-hierro:
Mg° - 2·e ⟶ Mg²⁺ (E = 2,37 V)
Fe²⁺ + 2·e ⟶ Fe° (E = 0,44 V)
La formación de pares hierro-aluminio y hierro-magnesio impiden la corrosión del hierro, debido a que el potencial de oxidación de este metal es menor que el del magnesio y el del hierro.
Esta propiedad se emplea para evitar la corrosión del hierro por medio de la llamada protección catódica.
Para aplicar la protección catódica se emplean varios procedimientos. Uno de ellos es el galvanizado que es un proceso que consiste en recubrir el hierro con cinc por ser el potencial del cinc mayor que el del hierro. Los electrones pasan en las tuberías del cinc al hierro que así queda protegido.
Para el mismo fin, en el caso de los buques, se adhieren bloques de magnesio al caso de estos que debido a su mayor potencial de oxidación se corroen actuando como ánodos protegiendo al hierro.
Cuando los bloques de magnesio se consumen son reemplazados, se los conoce como ánodos de sacrificio.
Debemos tener en cuenta que, si bien aquí hablamos de hierro, en la práctica y en el uso el hierro puro no se emplea, siempre será acero.
Muchos otros son los procedimientos para impedir la corrosión del hierro. Mencionaremos algunos:
- Hojalata (hierro revestido en estaño)
- Galvanizado (hierro recubierto en cinc)
- Cobertura con plomo (por pulverización o por recubrimiento electrolítico)
- Cementado (tratamiento térmico de superficie con cromo o con silicio)
- Vidriado (recubrimiento con una mezcla de cuarzo, feldespato y carbonato de sodio, luego sometido al calor en un horno que lo deja esmaltado)
- Fosfatado (tratamiento térmico de superficie con una solución de fosfato de magnesio)
- Sulfinizado
- Pinturas orgánicas
Acción sobre el cobre
El cobre, lo mismo que el aluminio y el cinc, se oxida al aire, pero el óxido forma sobre el metal una película muy fina, no porosa, que lo pasiva, protegiéndolo de la posterior oxidación.
La presencia de azufre en la atmósfera hace que se forme una composición mixta de óxido y de sulfato de cobre, que se hace permeable a la humedad y al oxígeno, permitiendo que la corrosión avance.
Acción sobre el cinc
El cinc es afectado por el contenido de ácido en la atmósfera.
En un medio neutro, el cinc es muy poco atacado. El oxígeno del aire forma, como ya se ha dicho, una capa de óxido no porosa que lo autoprotege.
Las soluciones salinas lo atacan.
La corrosión es laminar, es decir, se produce en capas paralelas a la superficie del metal.
Bibliografía:
Héctor Fernández Serventi. "Química". Losada S. A., Buenos Aires.
Autor: Ricardo Santiago Netto. Argentina