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Corrosión galvánica

1800
  • Luigi Galvani
  • Alessandro Volta
Experimento de corrosión galvánica con zinc y cobre en solución electrolítica, medición de reacciones electroquímicas.

(Imagen generada únicamente con fines ilustrativos)

La corrosión galvánica es un proceso electroquímico en el que un metal se corroe preferentemente cuando entra en contacto eléctrico con otro en presencia de un electrolito. Esto ocurre porque los metales disímiles crean un par bimetálico, en el que el metal menos noble (más activo) actúa como ánodo y se corroe, mientras que el metal más noble actúa como cátodo.

La fuerza impulsora de la corrosión galvánica es la diferencia de potencial de electrodo entre los dos metales distintos. Al conectarse, forman una celda electroquímica en cortocircuito. El metal con el potencial de electrodo más negativo (el metal menos noble) se convierte en el ánodo y sufre oxidación, liberando electrones e iones metálicos al electrolito. Por ejemplo, cuando el zinc está en contacto con acero en agua de mar, el zinc se oxida: [latex]Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-[/latex].

Simultáneamente, el metal más noble (con el potencial más positivo) se convierte en el cátodo, donde tiene lugar una reacción de reducción. Los electrones liberados por el ánodo viajan a través de la conexión metálica hasta el cátodo. En un electrolito neutro o ácido como el agua de mar, la reacción de reducción suele ser la reducción del oxígeno: [latex]O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-[/latex].

La velocidad de corrosión galvánica está influenciada por varios factores, incluyendo la diferencia de potencial entre los metales (una mayor diferencia conduce a una corrosión más rápida), la relación entre el área superficial del cátodo y el ánodo (un cátodo grande y un ánodo pequeño es el peor escenario posible, lo que conduce a una corrosión localizada rápida del ánodo) y la conductividad del electrolito. La Serie Galvánica, que clasifica los metales y aleaciones por su electrochemical potential En un electrolito específico (comúnmente agua de mar), es una herramienta fundamental para que los ingenieros predigan y prevengan este tipo de corrosión mediante la selección de materiales compatibles.

UNESCO Nomenclature: 2203
- Electroquímica

Tipo

Proceso químico

Ruptura

Fundacional

Uso

Uso generalizado

Precursores

  • El descubrimiento de la "electricidad animal" por Luigi Galvani (década de 1780)
  • La invención de Alessandro Volta del pila voltaica (1800)
  • Michael Faraday’s laws of electrólisis (1834)

Aplicaciones

  • Ánodos de sacrificio para la protección de cascos de barcos y tuberías.
  • acero galvanizado (zinc revestimiento sobre acero)
  • baterías (el principio fundamental)
  • Comprender la compatibilidad de los materiales en el diseño de ingeniería

Patentes:

NA

Ideas para posibles innovaciones

  • self-healing coatings with embedded microcapsules containing sacrificial metal particles
  • smart sensors that monitor galvanic currents in real-time to predict structural failure
  • bio-resorbable galvanic implants for controlled drug delivery
  • energy harvesting devices that generate power from naturally occurring galvanic cells in marine environments
  • 3d-printed multi-metal components with graded junctions to minimize galvanic effects
  • enhanced microbiano fuel cells using optimized galvanic couples
  • galvanic-driven water purification systems for remote areas
  • corrosion-resistant alloys designed with minimal potential difference between microstructural phases
Relacionado con: corrosión galvánica, par bimetálico, electroquímica, ánodo, cátodo, electrolito, serie galvánica, ánodo de sacrificio.

Contexto histórico

Corrosión galvánica

1750
1785
1788
1800
1800
1800
1800
1750
1757
1788
1800
1800
1800
1800
1801

(Si la fecha es desconocida o no es relevante, por ejemplo "mecánica de fluidos", se proporciona una estimación redondeada de su aparición notable)

décimo año aniversario

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