¿Por qué se oxida el metal cuando se moja y se expone al aire?

La corrosión es un proceso que ocurre en presencia de agua y aire (principalmente oxígeno). Algunas reacciones químicas tienen lugar en presencia de agua y aire, lo que resulta en la corrosión u oxidación (corrosión del hierro) de los metales.
es decir, en el caso del hierro,
En primer lugar, cuando hay una mancha o abolladura, el hierro pierde electrones para formarse,
2 Fe ————-> 2 Fe2 + + 4e-
estos electrones libres se mueven a un lugar (dentro de la lámina de metal) donde hay una colección de iones de oxígeno e hidrógeno y reduce el oxígeno (estos iones de hidrógeno se forman cuando el CO2 se disuelve en agua para formar ácido carbónico, es decir, H2CO3)
4e- + 4H + + O2 ———–> 2H20
Los iones ferrosos reaccionan con los iones de óxido de hidrógeno del agua para formar
Fe2 + + 2OH- —————> Fe (OH) 2
estos iones ferrosos presentes en Fe (OH) 2 reaccionan con iones de oxígeno e hidrógeno para formar,
4Fe2 + + H + + 2O2 ———-> 4Fe3 + + 2H2O
estos iones férricos reaccionan con los iones OH- para formar,
Fe3 + + 3OH- ————-> Fe (OH) 3
este hidróxido férrico se seca para formar sal que se llama óxido
Fe (OH) 3 ———–> Fe2O3
Esto muestra que el oxígeno y el agua en el proceso de corrosión actúan como materia prima.

Esto depende mucho de la identidad del metal que se discute, pero toda la corrosión es de naturaleza electroquímica. Definimos metales como elementos que tienden a formar cationes (iones con carga positiva) en lugar de aniones (iones con carga negativa). Todos ellos también tienden a ser sólidos a temperatura ambiente, y en estado sólido la superposición de sus orbitales atómicos permite que sus electrones de valencia se muevan a lo largo de los átomos relativamente sin impedimentos (hasta el punto en que decimos que la barra de metal tiene una “nube de electrones” en la superficie del sólido). Estos electrones de valencia son mucho más altos en energía que los electrones centrales de los átomos metálicos, por lo que si pueden moverse a un estado de menor energía, lo harán.

Cuando el metal entra en contacto con un átomo no metálico muy electronegativo, o un compuesto que contiene una gran cantidad de ellos (como dioxígeno, difluorina, agua, amoníaco, etc.), esos electrones a veces pueden transferirse al átomo altamente electronegativo para formar un compuesto iónico. Nos referimos al cambio en el átomo metálico (pérdida de electrones) como oxidación, donde el cambio en el átomo no metálico receptor (la ganancia de electrones) como reducción. La predicción de si un metal reaccionará de esta manera se basa en el cambio de energía total de la reacción, que se puede expresar en términos de cambio de energía libre (generalmente en kilojulios) o, dado que es un proceso electroquímico que involucra una corriente, en términos de un potencial electroquímico (que es un voltaje). Cada metal tendrá una energía de reacción diferente con diferentes agentes oxidantes (cosas que se reducen fácilmente), y dado que el proceso implica la transferencia de electrones, los iones que pueden ayudar a transportar la carga aceleran el proceso (por qué el agua salada es generalmente más corrosiva que agua dulce).

Este proceso, cuando ocurre debido a una diferencia de energía favorable, genera una capa de sales en la superficie exterior de un metal. Estas sales en muchos casos protegen principalmente los átomos de metal debajo de esta capa de ser oxidados (como la capa de óxido de cobre verde en el exterior de una estatua de cobre). Sin embargo, en casos más raros, esta capa de sal (el producto de la reacción electroquímica) cataliza la formación de más moléculas de sal, lo que conduce a la oxidación completa del metal. El ejemplo más común de este proceso (llamado autocatálisis) es el óxido de hierro: el óxido de hierro cataliza el proceso de formación de más óxido de hierro, por lo que en el momento en que una barra de hierro comienza a oxidarse, la reacción se acelera cada vez más hasta que se completa. Algunos metales no reaccionan bien con oxígeno o agua, por lo que se utilizan para recubrir o alear con metales sensibles para ralentizar o eliminar el proceso de oxidación.

Casi todos los metales forman una capa de hidróxido / óxido en una superficie expuesta al aire húmedo. Si el aire contiene sales, la capa puede contener sales haciendo que la corrosión sea aún más rápida.
En algunos casos, la capa se forma muy rápidamente y es resistente al agua (titanio, aluminio), por lo que se inhibe la penetración adicional del óxido o los hidróxidos. Sin embargo, la pintura de estos materiales por cualquier proceso normal es difícil como resultado de la velocidad con la que ocurre la oxidación.
El acero comienza a formar una capa de óxido dentro de unos 10 a 15 minutos después de la exposición, por lo que la limpieza con arena seguida de pintura debe realizarse con habilidad y a algún ritmo. Los óxidos / hidróxidos que golpean el hierro o el acero no proporcionan una piel protectora al metal subyacente y la corrosión continúa del acero puro hasta que se consume todo.
Curiosamente, los antiguos parecen tener alguna forma de preparar el hierro para que se proteja, pero esa técnica se nos ha perdido.

Gracias por A2A.

Cuando un metal húmedo (o seco) está expuesto a la humedad (no al aire), comienza a oxidarse.
En realidad, el contenido de humedad reacciona con la superficie del metal, y uno de los productos finales es el óxido que se deposita en el metal.

Ahora hay varias maneras de detener esto, la más eficiente es cubrir toda la superficie metálica con una capa de zinc, es decir, ” galvanizarla

La corrosión es el deterioro de un metal como resultado de reacciones químicas entre él y el entorno circundante.
Tanto el tipo de metal como las condiciones ambientales, particularmente los gases que están en contacto con el metal, determinan la forma y la tasa de deterioro. La corrosión es un proceso que ocurre en presencia de agua y aire (principalmente oxígeno).

Los metales reaccionan a los componentes del aire (oxígeno y dióxido de carbono) y la humedad. Esta reacción da como resultado la formación de óxido.