La corrosión galvánica (también llamada corrosión bimetálica o corrosión de metales diferentes ) es un proceso electroquímico en el que un metal se corroe preferentemente cuando está en contacto eléctrico con otro, en presencia de un electrolito . Una reacción galvánica similar se aprovecha en las celdas primarias para generar un voltaje eléctrico útil para alimentar dispositivos portátiles. Este fenómeno recibe su 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 potencial eléctrico 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 inhibe la corrosión en el cátodo. La presencia de un electrolito y una ruta de conducción eléctrica 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 + , Ca2 + , K + , Mg2 + o Zn2 + ), la reacción del cátodo es la reducción de H + disuelto a H2 o de O2 a OH− . [ 1] [2] [3] [4]
En algunos casos, este tipo de reacción se fomenta intencionalmente. 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 producción de electricidad de la batería. Otro ejemplo es la protección catódica de estructuras enterradas o sumergidas, así como de 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, al tiempo que protegen el metal del cátodo.
En otros casos, como en el caso de las tuberías con metales mezclados (por ejemplo, cobre, hierro fundido y otros metales fundidos), la corrosión galvánica contribuirá a acelerar la corrosión de partes del sistema. Se pueden inyectar inhibidores de corrosión , como nitrito de sodio o molibdato de sodio, en estos sistemas 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 en relación con los sistemas de circulación bimetálicos de circuito cerrado. Si las dosis de inhibición de la corrosión y el pH son incorrectas, se acelerará la corrosión galvánica. En la mayoría de los sistemas de HVAC , el uso de ánodos y cátodos de sacrificio no es una opción, ya que tendrían que aplicarse dentro de la tubería 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 da en el hierro galvanizado , una lámina de hierro o acero recubierta de una capa de cinc. Incluso cuando se rompe la capa protectora de cinc , el acero subyacente no resulta atacado. En cambio, el cinc se corroe porque es menos "noble". Solo después de que se haya consumido puede producirse la oxidación del metal base. Por el contrario, con una lata convencional , se produce el efecto opuesto al de un protector: como el estaño es más noble que el acero subyacente, cuando se rompe la capa de estaño, el acero que se encuentra debajo es inmediatamente atacado preferentemente.
Un ejemplo espectacular de corrosión galvánica se produjo en la Estatua de la Libertad , cuando los controles de mantenimiento periódicos realizados en la década de 1980 revelaron que se había producido corrosión entre la capa 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 de aislamiento de goma laca entre los dos metales había fallado con el tiempo y había provocado la oxidación de los soportes de hierro. Se llevó a cabo una renovación exhaustiva con la sustitución del aislamiento original por PTFE . La estructura estaba lejos de ser insegura debido a la gran cantidad de conexiones no afectadas, pero se consideró una medida de precaución para preservar un símbolo nacional de los Estados Unidos. [6]
En 1681, Samuel Pepys (que entonces se desempeñaba como Secretario del Almirantazgo ) aceptó retirar el revestimiento de plomo de los buques de la Marina Real Inglesa para evitar la misteriosa desintegración de los hierros del timón y las cabezas de los tornillos, aunque confesó estar desconcertado en cuanto a la razón por la que el plomo causaba la corrosión. [7] [8]
El problema se repitió cuando los barcos fueron revestidos con cobre para reducir la acumulación de algas marinas y protegerse contra los gusanos de los barcos . En un experimento, la Marina Real en 1761 había intentado 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 se mantenía en buenas condiciones y de hecho había disuadido a los gusanos de los barcos, también se había desprendido del casco de madera en muchos lugares porque los clavos de hierro utilizados durante su instalación "se encontraron disueltos 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 detallada reveló que el papel marrón resistente al agua atrapado debajo de la cabeza del clavo había protegido inadvertidamente algunos de los clavos: "Donde este revestimiento era perfecto, el hierro se preservó de daños". El revestimiento de cobre había sido entregado al astillero envuelto en el papel que no siempre se retiraba antes de que las láminas se clavaran al casco. La conclusión, por tanto, comunicada al Almirantazgo en 1763 fue que no se debía permitir que el hierro entrara en contacto directo con el cobre en el agua del mar. [10] [11]
Se ha informado de una grave corrosión galvánica en el último buque de combate litoral de ataque de la Armada estadounidense, el USS Independence, causada por sistemas de propulsión a 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 un ánodo para el acero inoxidable, lo que da lugar a una corrosión galvánica agresiva. [12]
En 2011, la caída inesperada de una luminaria pesada del techo del túnel vehicular Big Dig en Boston reveló que la corrosión había debilitado su soporte. El uso inadecuado de aluminio en contacto con 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 cuestión de meses en condiciones desfavorables. Se tendrían que reemplazar miles de luces defectuosas, con un costo estimado de 54 millones de dólares. [14]
Una " celda de lasaña " se produce accidentalmente cuando un alimento húmedo y salado, como la lasaña, se almacena en una bandeja de acero para hornear y se cubre con papel de aluminio. Después de unas horas, el papel de aluminio desarrolla pequeños agujeros donde toca la lasaña, y la superficie del alimento se cubre con pequeñas manchas compuestas de aluminio corroído. [15] En este ejemplo, el alimento salado (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 solo en pequeñas áreas, la corrosión galvánica se concentra y la corrosión puede ocurrir con bastante rapidez. Si el papel de aluminio no se utilizó con un recipiente de metal diferente, la reacción fue probablemente química. Es posible que altas concentraciones de sal, vinagre u otros compuestos ácidos provoquen la desintegración del papel de aluminio. El producto de cualquiera de estas reacciones es una sal de aluminio. No daña el alimento, pero cualquier depósito puede impartir un sabor y color no deseados. [16]
La técnica habitual de limpieza de objetos de plata mediante la inmersión de la plata o plata esterlina (o incluso objetos simplemente bañados en plata) y un trozo de aluminio (se prefiere el papel de aluminio por su área de superficie mucho mayor que la de los lingotes, aunque si el papel de aluminio tiene una cara "antiadherente", esta debe eliminarse primero con lana de acero) en un baño electrolítico caliente (normalmente 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 se pueden eliminar 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 al trozo de papel de aluminio (un metal mucho más reactivo) y, por lo tanto, lo corroe, dejando atrás la plata elemental. No se pierde plata en el proceso. [17]
Existen varias formas de reducir y prevenir esta forma de corrosión:
Todos los metales pueden clasificarse 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 dicha serie proporciona una buena indicación de qué metal tiene más probabilidades de corroerse más rápidamente. Sin embargo, otros factores, como la aireación del agua y la velocidad del flujo, pueden influir notablemente en la velocidad del proceso.
La compatibilidad de dos metales diferentes se puede predecir 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 solo se requiere restar sus índices anódicos. [18]
Para reducir la corrosión galvánica de los metales almacenados en entornos normales, como almacenes o entornos sin control de temperatura y humedad, no debe haber una diferencia de más de 0,25 V en el índice anódico de los dos metales en contacto. Para entornos controlados en los que se controlan la temperatura y la humedad, se puede tolerar una diferencia de 0,50 V. Para entornos hostiles, como exteriores, con alta humedad y ambientes salinos, no debe haber una diferencia de más de 0,15 V 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 entorno 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 maneja mediante acabados y enchapado. El acabado y el enchapado seleccionados permiten que los materiales diferentes estén en contacto, al tiempo que protegen a los materiales más básicos de la corrosión por parte 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. Es por eso que la vajilla de plata esterlina y acero inoxidable nunca debe colocarse juntas en un lavavajillas al mismo tiempo, ya que los artículos de acero probablemente experimentarán corrosión al final del ciclo (el agua y el jabón han servido como electrolito químico y el calor ha acelerado el proceso).
Durante la acción de un círculo simple, como el de zinc y cobre, excitado por ácido sulfúrico diluido, todo el hidrógeno desarrollado en la acción voltaica se desprende en la superficie del cobre.
