La risposta è si. Se scriviamo la reazione chimica relativa alla corrosione del ferro che da origine alla ruggine (ossido di ferro Fe₂O₃):

2Fe + O₂ + 2H₂O → 2Fe(OH)₂

4Fe(OH)₂ + O₂ → 2H₂O + 2Fe₂O₃.H₂O

notiamo che è sufficiente che ci siano acqua e ossigeno (cioè acqua satura con aria) affinché avvenga la reazione. Nel caso di un metallo come lo zinco, che si corrode ancora più facilmente del ferro, non occorre nemmeno che ci sia ossigeno disciolto nell’acqua, essendo la reazione di corrosione dello zinco:

Zn + H₂O → ZnO + H₂

accompagnata da sviluppo di idrogeno gassoso e senza consumo di ossigeno. La corrosione è sempre una reazione di ossidazione del metallo, che avviene, necessariamente, al tempo stesso di una reazione di riduzione (dell’ossigeno nel caso del Fe, e dell’acqua nel caso dello Zn). Queste due reazioni, di ossidazione e di riduzione, avvengono sullo stesso pezzo metallico, sebbene in punti distinti. Nelle reazioni viste sopra non sono coinvolti ioni, e quindi la corrosione può procedere anche in acqua distillata pura (per lo Zn). Per la maggior parte degli altri metalli la corrosione in acqua procede se vi sono gas disciolti come l’O₂ e la CO₂. Solo i metalli cosiddetti nobili (come l’oro o il platino) non si corrodono in acqua, ma solamente in presenza di forti ossidanti. I diversi metalli si possono quindi ordinare secondo una serie elettrochimica (o galvanica) che va da quello più soggetto alla corrosione, a quello più immune (vedi la tabella alla fine del testo). Questa serie, dedotta dalla termodinamica, può essere d’aiuto per prevedere dove avverrà più facilmente la corrosione, se il pezzo in esame contiene due o più metalli diversi in contatto tra di loro. In alcuni casi però le previsioni fatte con tale tabella sono sbagliate.

Quando e perché avviene questo?

Sappiamo che la velocità delle reazioni di corrosione dipende da molti altri fattori, come la presenza di impurezze e di difetti nel metallo, la temperatura e il contenuto in sali minerali della soluzione acquosa considerata ecc. L’alluminio, ad esempio, benché facilmente soggetto alla corrosione, è rapidamente passivato (cioè protetto) dai suoi ossidi che ne rallentano la corrosione indefinitamente, a meno che il metallo non si trovi in contatto con una soluzione basica. Si comprende quindi come, ai fini delle applicazioni pratiche, conti sovente più la cinetica che la termodinamica in una reazione di corrosione di un dato metallo nel suo ambiente di lavoro. Infatti quanto detto per l’alluminio vale anche per molti altri metalli, i quali possono offrire una maggiore o minore resistenza alla corrosione, a seconda del tipo e della qualità del loro ossido superficiale e dell’aggressività dell’ambiente circostante.

È poco comune che si studi l’azione corrosiva dell’acqua distillata pura sui metalli, poiché le acque naturali contengono sempre sia sali minerali sia gas disciolti. La più studiata tra le acque naturali è ovviamente l’acqua di mare che contiene soprattutto cloruro di sodio in alta concentrazione, oltre a ossigeno e anidride carbonica immessi nell’acqua a partire dalla superficie. Tale composizione rende l’acqua di mare un ambiente fortemente corrosivo. Gli ioni cloruro, infatti, penetrano negli ossidi metallici dove, a causa della loro piccola dimensione, si muovono con relativa facilità. La loro presenza favorisce quindi la migrazione degli ioni metallici verso la superficie e, di conseguenza, la reazione anodica di corrosione. Questa avviene più rapidamente in manufatti metallici vicino alla superficie del mare dov’è più concentrato l’ossigeno disciolto, che è il reagente nella reazione catodica che fa parte del processo di corrosione. I relitti affondati a grande profondità, viceversa, si presentano ancora ben conservati anche dopo decenni, perché c’è meno ossigeno disciolto negli abissi che alla superficie del mare e, di conseguenza, le reazioni di corrosione dei metalli avvengono più lentamente.

In conclusione, l'acqua distillata è si corrosiva nei confronti di molti metalli, ma non lo è tanto quanto l’acqua di mare o altre acque naturali.

TABELLA: La serie elettrochimica dei metalli