La corrosión galvánica (también llamada corrosión bimetálica o corrosión de metales disímiles ) es un proceso electroquímico en el que un metal se corroe preferentemente cuando está en contacto eléctrico con otro, en presencia de un electrolito . Se aprovecha una reacción galvánica similar en las celdas primarias para generar un voltaje eléctrico útil para alimentar dispositivos portátiles. Este fenómeno lleva el nombre del médico italiano Luigi Galvani (1737-1798).
Los metales y aleaciones diferentes tienen diferentes potenciales de electrodo , y cuando dos o más entran en contacto en un electrolito, un metal (que es más reactivo ) actúa como ánodo y el otro (que es menos reactivo ) como cátodo . La diferencia de electropotencial entre las reacciones en los dos electrodos es la fuerza impulsora de un ataque acelerado sobre el metal del ánodo, que se disuelve en el electrolito. Esto hace que el metal en el ánodo se corroa más rápidamente de lo que lo haría de otra manera y se inhiba la corrosión en el cátodo. La presencia de un electrolito y un camino conductor eléctrico entre los metales es esencial para que se produzca la corrosión galvánica. El electrolito proporciona un medio para la migración de iones mediante el cual los iones se mueven para evitar la acumulación de carga que, de otro modo, detendría la reacción. Si el electrolito contiene solo iones metálicos que no se reducen fácilmente (como Na + , Ca 2+ , K + , Mg 2+ o Zn 2+ ), la reacción catódica es la reducción del H + disuelto a H 2 u O. 2 a OH- . [1] [2] [3] [4]
En algunos casos, se fomenta intencionadamente este tipo de reacción. Por ejemplo, las baterías domésticas de bajo costo suelen contener celdas de carbono-zinc . Como parte de un circuito cerrado (la vía de los electrones), el zinc dentro de la celda se corroerá preferentemente (la vía de los iones) como parte esencial de la batería que produce electricidad. Otro ejemplo es la protección catódica de estructuras enterradas o sumergidas, así como tanques de almacenamiento de agua caliente . En este caso, los ánodos de sacrificio funcionan como parte de un par galvánico, promoviendo la corrosión del ánodo y al mismo tiempo protegiendo el metal del cátodo.
En otros casos, como en el caso de metales mezclados en tuberías (por ejemplo, cobre, hierro fundido y otros metales fundidos), la corrosión galvánica contribuirá a la corrosión acelerada de partes del sistema. En estos sistemas se pueden inyectar inhibidores de corrosión como nitrito de sodio o molibdato de sodio para reducir el potencial galvánico. Sin embargo, la aplicación de estos inhibidores de corrosión debe controlarse de cerca. Si la aplicación de inhibidores de corrosión aumenta la conductividad del agua dentro del sistema, el potencial de corrosión galvánica puede aumentar considerablemente.
La acidez o alcalinidad ( pH ) también es una consideración importante con respecto a los sistemas de circulación bimetálicos de circuito cerrado. Si las dosis de pH y de inhibición de la corrosión son incorrectas, se acelerará la corrosión galvánica. En la mayoría de los sistemas HVAC , el uso de ánodos y cátodos de sacrificio no es una opción, ya que tendrían que aplicarse dentro de las tuberías del sistema y, con el tiempo, se corroerían y liberarían partículas que podrían causar posibles daños mecánicos a las bombas de circulación. intercambiadores de calor, etc. [5]
Un ejemplo común de corrosión galvánica se produce en el hierro galvanizado , una lámina de hierro o acero recubierta con una capa de zinc. Incluso cuando se rompe la capa protectora de zinc , el acero subyacente no se ve atacado. En cambio, el zinc se corroe porque es menos "noble". Sólo después de su consumo puede producirse la oxidación del metal base. Por el contrario, en una lata de hojalata convencional se produce el efecto contrario al de protección: debido a que el estaño es más noble que el acero subyacente, cuando se rompe la capa de estaño, el acero de debajo es atacado inmediatamente de manera preferente.
Un ejemplo espectacular de corrosión galvánica ocurrió en la Estatua de la Libertad cuando los controles de mantenimiento regulares en la década de 1980 revelaron que se había producido corrosión entre la piel exterior de cobre y la estructura de soporte de hierro forjado . Aunque el problema se había previsto cuando Gustave Eiffel construyó la estructura según el diseño de Frédéric Bartholdi en la década de 1880, la capa aislante de goma laca entre los dos metales había fallado con el tiempo y provocó la oxidación de los soportes de hierro. Se llevó a cabo una extensa renovación reemplazando el aislamiento original por PTFE . La estructura estaba lejos de ser insegura debido al gran número de conexiones no afectadas, pero se consideró como una medida de precaución para preservar un símbolo nacional de los Estados Unidos. [6]
En 1681, Samuel Pepys (entonces secretario del Almirantazgo ) aceptó retirar el revestimiento de plomo de los buques de la Royal Navy inglesa para evitar la misteriosa desintegración de los timones y las cabezas de los pernos, aunque se confesó desconcertado en cuanto a la razón por la que el plomo provocó la corrosión. [7] [8]
El problema se repitió cuando los barcos fueron revestidos de cobre para reducir la acumulación de algas marinas y protegerlos contra los gusanos de barco . En un experimento, la Royal Navy había intentado en 1761 equipar el casco de la fragata HMS Alarm con un revestimiento de cobre de 12 onzas. A su regreso de un viaje a las Indias Occidentales, se descubrió que, aunque el cobre permanecía en buenas condiciones y efectivamente había disuadido a los gusanos de barco, también se había desprendido del casco de madera en muchos lugares porque los clavos de hierro utilizados durante su instalación "estaban encontrado disuelto en una especie de pasta oxidada". [9] Sin embargo, para sorpresa de los equipos de inspección, algunos de los clavos de hierro estaban prácticamente intactos. Una inspección más cercana reveló que el papel marrón resistente al agua atrapado debajo de la cabeza del clavo había protegido inadvertidamente algunos de los clavos: "Donde esta cobertura era perfecta, el hierro se preservaba de sufrir lesiones". El revestimiento de cobre había sido entregado al astillero envuelto en papel que no siempre se retiraba antes de clavar las láminas al casco. Por lo tanto, la conclusión comunicada al Almirantazgo en 1763 fue que no se debía permitir el contacto directo del hierro con el cobre en el agua de mar. [10] [11]
Se ha informado de una grave corrosión galvánica en el último buque de combate litoral de la Marina de los EE. UU., el USS Independence , causada por sistemas de propulsión de chorro de agua de acero unidos a un casco de aluminio. Sin aislamiento eléctrico entre el acero y el aluminio, el casco de aluminio actúa como ánodo para el acero inoxidable, lo que provoca una corrosión galvánica agresiva. [12]
La caída inesperada en 2011 de una pesada lámpara del techo del túnel para vehículos Big Dig en Boston reveló que la corrosión había debilitado su soporte. El uso inadecuado del aluminio en contacto con el acero inoxidable había provocado una rápida corrosión en presencia de agua salada. [13] La diferencia de potencial electroquímico entre el acero inoxidable y el aluminio está en el rango de 0,5 a 1,0 V, dependiendo de las aleaciones exactas involucradas, y puede causar una corrosión considerable en meses en condiciones desfavorables. Habría que reemplazar miles de luces defectuosas, a un costo estimado de 54 millones de dólares. [14]
Una " célula de lasaña " se produce accidentalmente cuando se almacenan alimentos húmedos y salados, como lasaña, en una bandeja para hornear de acero y se cubren con papel de aluminio. Al cabo de unas horas, el papel de aluminio desarrolla pequeños agujeros en el contacto con la lasaña y la superficie de la comida se cubre de pequeñas manchas compuestas de aluminio corroído. [15] En este ejemplo, la comida salada (lasaña) es el electrolito, el papel de aluminio es el ánodo y la bandeja de acero es el cátodo. Si el papel de aluminio toca el electrolito sólo en áreas pequeñas, la corrosión galvánica se concentra y la corrosión puede ocurrir con bastante rapidez. Si el papel de aluminio no se usó con un recipiente de metal diferente, la reacción probablemente fue química. Es posible que altas concentraciones de sal, vinagre u otros compuestos ácidos provoquen que la lámina se desintegre. El producto de cualquiera de estas reacciones es una sal de aluminio. No daña los alimentos, pero cualquier depósito puede impartir un sabor y color no deseados. [dieciséis]
La técnica común de limpiar los cubiertos mediante la inmersión de plata o plata esterlina (o incluso simplemente objetos bañados en plata) y un trozo de aluminio (se prefiere el papel de aluminio debido a su superficie mucho mayor que la de los lingotes, aunque si el papel de aluminio tiene un " cara "antiadherente", esto debe eliminarse primero con lana de acero) en un baño electrolítico caliente (generalmente compuesto de agua y bicarbonato de sodio , es decir, bicarbonato de sodio doméstico) es un ejemplo de corrosión galvánica. La plata se oscurece y se corroe en presencia de moléculas de azufre en el aire, y el cobre de la plata esterlina se corroe en diversas condiciones. Estas capas de corrosión pueden eliminarse en gran medida mediante la reducción electroquímica de las moléculas de sulfuro de plata: la presencia de aluminio (que es menos noble que la plata o el cobre) en el baño de bicarbonato de sodio elimina los átomos de azufre del sulfuro de plata y los transfiere a y, por lo tanto, corroe el trozo de papel de aluminio (un metal mucho más reactivo), dejando atrás la plata elemental. No se pierde plata en el proceso. [17]
Hay varias formas de reducir y prevenir esta forma de corrosión.
Todos los metales se pueden clasificar en una serie galvánica que representa el potencial eléctrico que desarrollan en un electrolito determinado frente a un electrodo de referencia estándar. La posición relativa de dos metales en una serie de este tipo da una buena indicación de qué metal tiene más probabilidades de corroerse más rápidamente. Sin embargo, otros factores como la aireación del agua y el caudal pueden influir notablemente en la velocidad del proceso.
La compatibilidad de dos metales diferentes puede predecirse considerando su índice anódico. Este parámetro es una medida del voltaje electroquímico que se desarrollará entre el metal y el oro. Para encontrar el voltaje relativo de un par de metales sólo se requiere restar sus índices anódicos. [18]
Para reducir la corrosión galvánica de los metales almacenados en entornos normales, como el almacenamiento en almacenes o entornos sin temperatura y humedad controladas, no debe haber más de 0,25 V de diferencia en el índice anódico de los dos metales en contacto. Para entornos controlados en los que se controlan la temperatura y la humedad, se pueden tolerar 0,50 V. Para ambientes hostiles como exteriores, alta humedad y ambientes salados, no debe haber más de 0,15 V de diferencia en el índice anódico. Por ejemplo: el oro y la plata tienen una diferencia de 0,15 V, por lo tanto, los dos metales no experimentarán una corrosión significativa incluso en un ambiente hostil. [19] [ página necesaria ]
Cuando las consideraciones de diseño requieren que metales diferentes entren en contacto, la diferencia en el índice anódico a menudo se gestiona mediante acabados y enchapados. Los acabados y chapados seleccionados permiten que los materiales disímiles estén en contacto, al mismo tiempo que protegen los materiales más básicos de la corrosión de los más nobles. [19] [ página necesaria ] Siempre será el metal con el índice anódico más negativo el que finalmente sufrirá corrosión cuando la incompatibilidad galvánica esté en juego. Esta es la razón por la que los cubiertos de plata esterlina y acero inoxidable nunca deben colocarse juntos en el lavavajillas al mismo tiempo, ya que los artículos de acero probablemente experimentarán corrosión al final del ciclo (el agua y el jabón actuaron como electrolito químico, y el calor tendrá aceleró el proceso).
Durante la acción de un círculo simple, como el del zinc y el cobre, excitado por ácido sulfúrico diluido, todo el hidrógeno desarrollado en la acción voltaica se desprende en la superficie del cobre.
