Corrosione e protezione galvanica
Utilizzare acidi, soluzioni saline e acqua per riprodurre processi di corrosione e apprendere le procedure che proteggono le sostanze dalla corrosione.
La scienza alla base di questo esperimento
La corrosione è essenzialmente un processo elettrochimico, dovuto alla tendenza dei metalli a dissolversi nelle soluzioni e a formare celle elettrolitiche quando vengono accoppiati con altri metalli.
Quanto più negativo è il potenziale di riduzione di un metallo, tanto maggiore è la sua capacità di ridurre gli ioni idrogeno o un altro metallo con un potenziale meno negativo.
Zn + 2H₃O⁺ → Zn²⁺ + 2H₂O + H₂ ↑.
Fe + 2H₃O⁺ → Fe²⁺ + 2H₂O + H₂ ↑.
In questi esempi i metalli si dissolvono nella soluzione a velocità diverse a seconda del loro potenziale standard.
Il rame è resistente all’azione degli acidi poiché il potenziale della coppia redox Cu/Cu²⁺ è positivo rispetto a quello della coppia redox H₂/2H⁺ (± 0 V).
Il potenziale standard della coppia redox Fe/Fe²⁺ è –0,44 V, mentre quello della coppia Cu/Cu²⁺ è +0,34 V; il ferro si dissolverà quindi nella soluzione e ridurrà gli ioni di rame (si tratta di un processo visibile: la soluzione assume una colorazione giallastra).
Il processo di corrosione dei metalli comuni in soluzioni acide e in alcune soluzioni saline può essere molto rapido.
Due metalli tenuti insieme da morsetti a coccodrillo e immersi nella soluzione equivalgono a una cella galvanica in cortocircuito. In questo modo, il metallo con potenziale più negativo si dissolve nella soluzione e i suoi elettroni fluiscono verso l’altro metallo, dove possono ridurre gli ioni idrogeno in prossimità di quest’ultimo. La presenza nella cella in cortocircuito del metallo più basico impedisce la corrosione del metallo meno basico finché il primo non viene immerso nella soluzione. Questa caratteristica è utile per proteggere il metallo meno basico dalla corrosione.
Attrezzatura utilizzata
- 2 × morsetti a coccodrillo — ELE-009
- Elettrodi in rame — CHE-018
- Elettrodi di zinco — CHE-017
- 3 elettrodi in ferro — CHE-019
- 4 provette — PLA-007
- Portaprovette — PLA-012
Sostanze chimiche e reagenti
- Soluzione di solfato di rame, diluita — R:22-35/38-50/53 S:22-60-61
- Acido cloridrico, circa il 10% — R:34-37 S:26-45
Domande per gli studenti
- Descrivi le tue osservazioni su ciò che è accaduto agli elettrodi nelle provette e indica quale metallo si corrode più facilmente.
- Fai le tue osservazioni sugli elettrodi metallici e sull’acqua.
Cosa aspettarsi
L’elettrodo si arrugginisce e la soluzione assume gradualmente una colorazione gialla; la presenza di ioni rame favorisce l’ossidazione del ferro. Dopo un giorno, l’acqua nel primo becher (coppia Fe/Cu) contiene scaglie marroni di idrossido di ferro (III) (ruggine) e l’elettrodo di ferro è visibilmente corroso, molto più di quello nella provetta, che è un singolo elettrodo di ferro. L’elettrodo di ferro del secondo becher (coppia Fe/Zn) non presenta alcun cambiamento rispetto al giorno precedente, ma nell’acqua sono presenti scaglie biancastre di idrossido di zinco. Ciò dimostra l’effetto protettivo del ferro accoppiato allo zinco come elettrodo sacrificale.
Smaltimento
Smaltire le soluzioni nel contenitore per i rifiuti.
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