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Logistica: 3 Packaging

Metalli

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I metalli impiegati per produrre imballaggi (principalmente nel settore alimentare) sono, fondamentalmente, l'alluminio, l'acciaio inossidabile e gli acciai rivestiti; questi ultimi corrispondono a leghe ferrose (appunto acciai) ricoperti, prevalentemente, di ossidi di stagno o cromo i quali dunque rappresentano altri due metalli di una certa importanza per il settore del packaging. Saltuariamente anche il rame e la ghisa (lega ferrosa ad alto tenore di carbonio) vengono impiegati per la realizzazione di contenitori e recipienti. Di recente un certo interesse legato alle sue peculiari caratteristiche di resistenza meccanica e chimica, nonostante l’elevatissimo costo, circonda il titanio come possibile materiale per la costruzione di contenitori per alimenti.

Metalli: Corrosione

Qualsiasi processo di degradazione di un metallo, attraverso l'interazione con l'ambiente circostante, è definito come un fenomeno di corrosione. Tali processi avvengono, almeno inizialmente, a livello dell’interfaccia “metallo/ambiente” e sono quindi dei fenomeni superficiali che è possibile contrastare modificando la superficie dei materiali. I metalli sono, in genere, piuttosto reattivi e possono essere velocemente ossidati dall’aria e da altre sostanze a prodotti di corrosione incoerenti, solubili e senza alcun utile impiego. La loro vulnerabilità all'ossidazione è spiegata dal fatto che, con poche eccezioni (rame, argento, oro) essi non si trovano in natura allo stato metallico (ridotto) ma sotto forma minerale, in combinazioni molto stabili con ossigeno o zolfo. Per ottenere il metallo puro, liberandolo dagli ossidi e dalle altre forme di combinazione, è necessaria una grande quantità di energia ed il processo inverso (la corrosione, che avviene con liberazione di equivalente energia) è estremamente favorito termodinamicamente.

La corrosione elettrochimica prevede un trasferimento di elettroni all’interfaccia “metallo/ambiente” ed avviene in soluzione o in mezzo umido. L’ossidazione del metallo comporta la liberazione di elettroni e la comparsa di un catione; il luogo dove ciò avviene è detto anodo e la reazione è detta anodica:

Metallo ridotto -> Metallo ossidato (n+) + n elettroni

Simultaneamente, grazie alla presenza di un mezzo conduttore (un elettrolita), al catodo avviene una reazione opposta (catodica) che consuma gli elettroni liberati producendo una nuova specie chimica:

Metallo ossidato (n+) + n elettroni -> Metallo ridotto

La semi reazione catodica più frequente è quella che coinvolge ioni idrogeno (dunque è regolata dal pH del mezzo) e porta alla liberazione di idrogeno gassoso:

2H+ + 2e- -> H2

La rimozione di elettroni dal metallo è un fenomeno energetico, correlato alla variazione di energia libera:

ΔG = - n E F

dove:

􀂃 ΔG = variazione di energia libera (J/mol)
􀂃 n = numero di elettroni per mole
􀂃 E = potenziale (V)
􀂃 F = costante di Faraday (96.493 C/mol)

Più è negativa la differenza di energia libera più favorito sarà il processo di ossidazione/corrosione del metallo. E’ tuttavia necessario sottolineare che ΔG non misura la velocità del fenomeno e quindi alte ΔG negative possono corrispondere a basse velocità di corrosione. Collegando un voltmetro a resistenza infinita tra il catodo e l’anodo di un sistema potenzialmente corrodibile, si potrebbe misurare la differenza di potenziale (E) e quindi la tendenza alla corrosione in quel particolare sistema. Poiché non è possibile misurare valori assoluti del potenziale elettrico ma solo differenze, è indispensabile avere un valore di riferimento, una reazione a cui assegnare un potenziale nullo che consenta di misurare i valori di ogni altra semi reazione; tale riferimento è stato scelto nel potenziale dell’idrogeno gassoso a 1 atm e 25 °C, in equilibrio con ioni idrogeno a pH = 0. I potenziali elettrici di ogni reazione misurata in confronto a questa è rappresentata come EH o E° ed è misurata in volt.

La tabella seguente riporta i potenziali standard di riduzione (catodici) di alcune reazioni e rappresenta una parte della cosiddetta serie elettrochimica o serie delle forze elettromotrici. I potenziali (detti anche di elettrodo) sono misurati in riferimento a metallo non ricoperto di ossido e in contatto con una soluzione dei suoi ioni, ad una concentrazione di 1 mol/kg (attività unitaria).

Quando la concentrazione degli ioni è diversa, il potenziale E risulta, in base all’equazione di Nerst, pari a:

E = E° – (RT/nF) ln (A red/A ox)

dove:

􀂃 A red/A ox = il rapporto di attività tra le specie ridotte e ossidate di quel metallo.

Più è negativo il potenziale d’elettrodo (più è bassa la posizione della reazione nella serie), più elevata sarà la tendenza del metallo a cedere i suoi elettroni, quindi più favorita la reazione di ossidazione e quindi la sua corrosione. Se due metalli diversi sono in contatto elettrochimico, quello che ha la posizione più bassa darà luogo alla reazione anodica (di ionizzazione e dissoluzione del metallo) corrodendosi, l’altro reagirà al catodo depositandosi da ione a metallo puro. Questo può accadere, ad esempio, nel caso dell’alluminio in contatto con piombo o rame. Per tutti i metalli con potenziale negativo, la reazione catodica può essere rappresentata dalla riduzione dello ione idrogeno (2H+ + 2e- -> H2) e per questo la corrosione è fortemente influenzata dall’acidità, mentre per quelli con potenziale positivo altre reazioni possono compensare la dissoluzione anodica, ad esempio, la riduzione dell’ossigeno gassoso (½ O2 + 2H+ + 2 e- -> H2O) e questo spiega l’importanza di rimuovere l’aria dai contenitori metallici, da parte dell’Industria conserviera.

La scala dei potenziali standard di riduzione (la serie elettrochimica) non è comunque sufficiente a spiegare la velocità della corrosione e il comportamento di tutti i metalli, nelle diverse situazioni. Alcuni metalli (come l’alluminio e il cromo), ad esempio, tendono a ricoprirsi di uno strato di ossido o di idrossido che agisce come un film protettivo (di passivazione) contro la corrosione. Questo film di passivazione è in genere stabile in un definito intervallo di pH, per cui la stabilità del metallo è in relazione sia al potenziale elettrico che alla concentrazione di ioni idrogeno (pH).

Un modo molto efficace per rappresentare questa situazione è fornito dai diagrammi di Pourbaix (nella figura quello relativo all’alluminio) che hanno sui due assi scale di pH e di potenziale elettrico, come è rappresentato in figura per l’alluminio. Nella zona di inerzia (o di immunità) la corrosione è inibita sul piano dei potenziali, mentre nella regione di passivazione il fenomeno è impedito per lo strato di ossido che resta compatto sul metallo solo tra pH compresi tra 3,5 e 8; al di sopra e al di sotto di questo intervallo l’ossido si scioglie, scoprendo il metallo e rendendo possibile (per un opportuno potenziale elettrico) il fenomeno corrosivo.

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