Corrosione in acqua

Corrosione in acqua di Francesco Cannarsa

La corrosione in acqua

Per corrosione di un materiale metallico si intende la progressiva distruzione del materiale stesso in conseguenza dell’azione dell’ambiente che lo circonda. La corrosione può essere di varia natura ed avere differente origine.

In acqua, la corrosione che maggiormente ci interessa è quella umida e per combatterla ci si affida all’adozione di semplici sistemi, tra i quali la protezione catodica. La protezione catodica si basa su un paio di fenomeni dell’elettrochimica tutto sommato banali. In parole molto semplici, avremo una corrosione nel momento in cui tra due metalli immersi un un liquido conduttore passa della corrente (l’acqua del mare è un ottimo conduttore). Uno dei due metalli, quello più elettrochimicamente debole, si consumerà mentre l’altro resterà intatto. Praticamente, un metallo elettrochimicamente debole ed a basso costo può essere da noi utilizzato per proteggere un metallo elettrochimicamente forte e più costoso.

Nelle nostre imbarcazioni esistono molte masse ferrose che vanno protette, dalla deriva delle barche a vela, ai motori di tutte le imbarcazioni fino agli scafi che possono anche essere metallici. La protezione di queste masse ferrose è necessaria al fine di non vedere consumare queste parti sotto i nostri occhi. La protezione cui ci affidiamo sulle nostre imbarcazioni viene ottenuta per mezzo di pezzi di metallo che volgarmente ed erroneamente chiamiamo “Zinchi”; lo zinco è uno dei metalli che compongono la lega che andremo a sacrificare per proteggere le nostre imbarcazioni.

Uno “zinco” che esce dall’acqua nuovo e pulito dopo qualche mese di immersione, è evidentemente una protezione che non ha fatto il suo dovere a causa di un collegamento sbagliato oppure di una qualità scadente. La distribuzione delle protezioni sullo scafo, sui motori e sulle masse ferrose in genere, è frutto di un calcolo derivante dal potenziale elettrico dei metalli.

La corrosione in acqua

Secondo un tecnico corrosionista (Ugo Marinelli Corrosionista)

Quando si pensa alla corrosione viene la pelle d’oca. Ruggine, vaiolature… buchi… e non a torto, non c’è allarmismo ma solo una buona dose di sana … paura.

I “corrosionisti” amano molto, nei congressi, spaventare la gente con un dato facile da capire ed alla portata di tutti: ogni anno i danni dovuti alla corrosione ammontano a circa il 4-5% del PIL di un paese industrializzato. Si comprende subito la montagna di denaro che “sfuma” a causa della corrosione, ripetiamolo, ogni anno. E’ ancora sentore comune che la corrosione sia qualcosa come una punizione divina che tocca tenersela a mo’ di espiazioni di chissa’ quali peccati, una faccenda umanamente irrisolvibile. Insomma sembra proprio che quei soldi vadano per forza buttati dalla finestra e non ci sia nulla da fare. In realta’ ci sono tantissimi metodi se non per sconfiggerla, almeno per fronteggiarla. Molti sono sotto gli occhi di tutti: pitturazioni, zincature, anodizzazioni, eccetera. Altri metodi, anche se di uso comune, sono per lo piu’ sconosciuti. La realizzazione di leghe speciali ad esempio (la grande famiglia degli acciai inox, le leghe di titanio) o la protezione catodica. Chiariamo inoltre che anche il termine “corrosione” preso a se stante e’ impreciso. Può significare qualsiasi cosa compresa tra un attacco superficiale e perdite notevoli di materiale metallico. Per corrosione di un materiale metallico si intende la progressiva distruzione del materiale stesso in conseguenza dell’azione dell’ambiente che lo circonda.

La corrosione è definita “umida”, se avviene in presenza di acqua o di altro elettrolita allo stato condensato, e “secca” negli altri casi (ad es. l’ossidazione a caldo dei metalli).

Qui ci limiteremo a valutare la corrosione umida, con esclusivo riferimento alla corrosione in acqua ed alla protezione catodica come efficace sistema di contrastarla.

Tutte le tubazioni del gas sono protette catodicamente, cosi’ come le grandi piattaforme offshore, serbatoi (anche i piccoli boiler di casa), le navi,e giu’ giu’ sino alle parti metalliche delle piccole imbarcazioni da diporto. Chiunque abbia avuto a che fare con una imbarcazione, prima o poi avrà sicuramente dovuto cambiare l’anodo di zinco dell’elica. Ecco, quell’anodo e’ parte integrante della protezione catodica. Macroscopicamente potremmo dire che se l’anodo era applicato all’elica esso provvedeva a prevenire la corrosione dell’elica, se era applicato sulla deriva, avrebbe protetto la deriva e così via. Ovviamente nel particolare le cose sono un pochino più complesse, ma questo lo vedremo piu’ avanti.

La protezione catodica si basa su un paio di fenomeni dell’elettrochimica tutto sommato banali.

Il primo fenomeno e’ quello che si usa per l’elettrolisi: se pigliamo due pezzi di metallo, li mettiamo a  bagno in un liquido conduttivo (detto elettrolita, ora prendetelo così com’e’, poi spieghiamo di cosa si tratta) come l’acqua di mare e facciamo circolare una corrente continua tra i due metalli, vedremo svilupparsi gas (elettrolisi) sulla loro superficie immersa;, uno dei due metalli (quello collegato al polo positivo, che chiamiamo anodo) si consuma mentre l’altro, collegato al polo negativo (il catodo), non si consuma. Ma non solo il catodo non si consuma, , esso può stare immerso per anni rimanendo intatto finchè ci sarà passaggio di corrente e in quantità sufficiente. Mettendo un pezzo di “basso costo” a mo’ di anodo, lo sacrifichiamo al posto del pezzo per noi così importante (un’elica, una deriva, una piattaforma, un tubo del gas, ecc.).Se si utilizza questo primo fenomeno, parliamo di protezione catodica a corrente impressa.

Il secondo fenomeno sfrutta un particolare comportamento dei materiali metallici già descritto da Galvani (ma non capito) e poi utilizzato da Alessandro Volta per la sua pila. Diciamo prima il fenomeno, poi lo spieghiamo: se nell’elettrolita mettiamo due metalli diversi e li colleghiamo tra loro mediante un semplice cavo elettrico, si instaurerà un passaggio spontaneo di corrente elettrica.

In modo del tutto simile al fenomeno precedente, passando corrente nell’elettrolita, ci sarà uno dei due metalli che si consumerà (l’anodo) mentre l’altro rimarrà intonso (il catodo).

In questo caso parliamo di protezione catodica ad anodi galvanici o ad anodi sacrificiali.

Qualcuno si porrà la domanda come mai se gli anodi si consumano a spese del catodo sia nel sistema a corrente impressa sia nel sistema galvanico, perchè solo un sistema e’ chiamato ad anodi sacrificiali. Beh, intanto per distinguere i due metodi, poi perché nel tempo si è via via andati verso anodi per corrente impressa sempre più tecnologici, che si consumano sempre di meno, sino ad arrivare ad anodi speciali che perdendo masse così piccole che vengono chiamati addirittura anodi “inerti” (anche se non lo sono mai del tutto). Per la protezione delle piccole parti il sistema ad anodi galvanici è il più usato. Ha una sacco di pregi, non ha bisogno di alimentazione, non ha bisogno di regolazioni, di misurazioni ed ammennicoli vari che sarebbero del tutto ingestibili dall’utenza. Ma come si genera questo passaggio spontaneo di corrente? Sappiamo innanzitutto che gli atomi dei vari elementi sono costituiti da un nucleo centrale con carica positiva e da un certo numero di elettroni che lo circondano, carichi negativamente. Poiché in generale queste due cariche complessive sono equivalenti, l’atomo, all’esterno si comporta come elettricamente neutro. Tale equilibrio viene a mancare quando, per qualche motivo, l’atomo perde o acquista qualche elettrone periferico.

Un atomo in questa condizione di squilibrio prende il nome di ione.

Immaginiamo ora di sciogliere in acqua il comune sale da cucina che ha la formula chimica NaCl e cioè ha ciascuna molecola costituita da un atomo di sodio (Na) e da uno di cloro (Cl). In soluzione il composto si scinde in ioni: l’ione cloro risulta arricchito di un elettrone, mentre l’ione sodio ha invece un elettrone di meno. E’ come se cloro e sodio, combinandosi per formare una molecola, avessero messo in comune i loro elettroni e, adesso, durante la dissociazione, il cloro si fosse impossessato di uno degli elettroni già appartenenti al sodio. Ovviamente lo ione cloro risulta carico negativamente, quello del sodio risulta carico positivamente. Una soluzione che ioni è ottima per condurre la corrente elettrica e prende il nome di soluzione elettrolitica o più semplicemente elettrolita.

Bisogna sapere che i metalli a seconda di una certa caratteristica tendono ad entrare più o meno facilmente in soluzione. Come abbiamo visto in precedenza col sale da cucina, anche i metalli, entrando in soluzione, diventano ioni. Questa tendenza di entrare più o meno in soluzione può essere misurata con un semplicissimo tester. Non stiamo a descrivere qui il metodo, sappiate però che essendo un valore leggibile da un tester e si tratta di una misura che fornisce risultati molto ripetibili, e’ possibile eseguirla per tutti i tipi di metalli e di leghe e metterne i valori ottenuti sotto forma di una tabella facilmente leggibile. Nella tabella riportiamo un esempio di successione dei metalli ordinati secondo il valore letto da questo tipo di misurazioni. Ovviamente i materiali sono tantissimi per non parlare delle innumerevoli leghe, ed ognuno ha il suo potenziali caratteristico, quindi qui ne riportiamo solo alcuni.

Serie dei potenziali elettrochimici a 20°C


materiale

Potenziale in V

 

 

sodio

magnesio

alluminio

zinco

ferro

nichel

piombo

-2,71

-2,37

-1,66

-0,76

-0,44

-0,25

-0,13

metalli

meno

nobili

Anodico

idrogeno

0,00

 

 

rame

argento

mercurio

platino

oro

+0,34

+0,80

+0,85

+1,20

+1,68

Metalli

più

nobili

Catodico

 

Alcuni di voi avranno sicuramente notato che il “numerino” letto sul tester è in Volt, quindi si tratta di un potenziale elettrico detto potenziale elettrochimico. Se prendiamo come punto di “zero” ovvero come potenziale di ri riferimento quello dell’idrogeno, i valori del potenziale possono essere sia positivi che negativi.

I metalli con potenziale negativo tendono a cedere ioni all’elettrolita ed a passare in soluzione.

I metalli con potenziale normale positivo tendono a cedere elettroni quindi a non passare in soluzione.

Questa simpatica caratteristica prende il nome di scala di nobiltà dei materiali. Questa scala è di fondamentale importanza per un sacco di cose, tra cui capire quale materiale in un elettrolita se accoppiato con altri materiali, si comporterà in modo anodico o catodico. Infatti i materiali più sono nobili e più sono catodici, meno sono nobili e più sono anodici. Inoltre da qui possiamo già partire per costruire una pila elettrica come ha fatto il buon Volta. Lui aveva accoppiato un dischetto di rame da uno di zinco interponendo un tessuto imbevuto di un elettrolita. Come vedete dalla tabella in questo accoppiamento il rame fa da catodo ed lo zinco da anodo, ma attenzione, che questa cosa non e’ assoluta! Per esempio il rame non e’ sempre un catodo, se accoppiamo il rame con l’ oro, il catodo diventa l’oro ed il rame fa da anodo, perchè il rame e’ meno nobile dell’oro. Se guardiamo con attenzione la tabella ci accorgiamo subito che anche il famigerato zinco, usato un po’ ovunque come anodo commerciale (in questo caso si tratta di una lega, non di zinco puro, ma e ininfluente ai fini del discorso) in realtà, se accoppiato con il magnesio o con il sodio, diventa catodo. Qualsiasi accoppiamento tra materiali con potenziali elettrochimici diversi in presenza di un elettrolita formano una coppia galvanica.

Torniamo alla nostra pila.

Un dischetto di rame ed uno di zinco accoppiati insieme danno una differenza di potenziale (detta anche ddp) data dalla differenza algebrica dei due valori e cioè +0,34V del rame meno -0,76V dello zinco (+0.34 – (-0.76)) = 1,1V. Un po’ bassino come valore. Infatti il furbissimo Volta mise insieme una trentina di coppie rame-zinco con un risultato di circa 30V. Decisamente un valore più congruo per i suoi esperimenti.

Invece, è bene saperlo, ad una coppia galvanica per fare danni bastano potenziali davvero molto più piccoli, dell’ordine di poche decine di millivolt.