46 2 Materiali per le tecnologie chimiche Temperatura e concentrazione fanno variare significativamente i potenziali. Il catodo sarà, comunque, la semicella che presenta il potenziale maggiore e l anodo quella che presenta il potenziale minore e la f.e.m. della pila, calcolata facendo la differenza tra potenziale catodico e anodico, risulterà comunque positiva. In un materiale metallico la corrosione si attiverà spontaneamente ogni volta che zone catodiche saranno elettricamente collegate a zone anodiche in modo che la pila risultante presenti una f.e.m positiva: f .e.m. = Ec Ea > 0 (2.15) esempio 2.1 Determinare la f.e.m. della pila ottenuta dalle reazioni secondo le reazioni (2.7) e (2.6) considerate in condizioni standard. In queste condizioni i potenziali catodico e anodico sono quelli standard riportati in Tab. 2.16. Sostituendo i valori si ottiene: f.e.m. = Ec0 E a0 = 0,401 V ( 0,440) V = 0,841 V 2.7.3 Le forme di corrosione localizzata Corrosione galvanica La corrosione diffusa, oltre ad essere prevedibile, procede con velocità relativamente bassa e, in definitiva, non è responsabile di eventi particolarmente gravi. Le varie forme di corrosione localizzata, invece, sono molto più insidiose, possono procedere ad elevata velocità ed in punti non sempre ispezionabili. Ne possono risultare malfunzionamenti imprevisti e difficoltà ad effettuare opportuni interventi di manutenzione. Un esempio classico è costituito dalla corrosione galvanica, che si verifica quando si trovano a contatto due metalli di natura diversa, sempre in presenza di ossigeno ed umidità. Questa eventualità si può verificare per la presenza di impurezze nel metallo, per l esecuzione di giunzioni tramite viti, bulloni o chiodature di materiale diverso o anche per saldature effettuate con elettrodi di materiale non adeguato. Consideriamo, ad esempio, due lastre di acciaio chiodate con chiodi di rame (v. Fig. 2.14). Dalla scala dei potenziali si nota che il ferro ha una tendenza a cedere elettroni superiore al rame. Questo innesca il processo di ossidazione del ferro, secondo la reazione (2.7) ed un flusso di elettroni verso il rame. Essendo già ridotto allo stato metallico, il rame non utilizza gli elettroni ma funge da catodo inerte, passando gli elettroni all ossigeno che li utilizza secondo la reazione (2.8). La reazione complessiva è quindi sempre la (2.9): 2Fe + O2 + 2H2O 2Fe(OH)2 (2.9) Per evitare la corrosione galvanica occorre agire sulle cause, il contatto tra metalli diversi, e sulle fasi cruciali del processo, il trasferimento degli elettroni e il contatto tra metallo nobile ed ossigeno. I rimedi sono, pertanto: n utilizzare metalli che presentano potenziali di riduzione simili; n isolare elettricamente i due metalli, per impedire il passaggio di elettroni; 02a CAPITOLO_015-055.indd 46 27/04/12 11.26
