Kjemiske reaksjoner i korrosjonsprosessen
Korrosjon er et av de kjemiske fenomenene som er nærmest knyttet til hverdagslivet, men virkningen kan være betydelig. Fra rustende gjerder til svekkede bilrammer til lekkasjer i industrirør – alt kan begynne med korrosjonsprosessen. Enkelt sagt kan korrosjon forstås som forringelse av materialer (spesielt metaller) på grunn av kjemiske eller elektrokjemiske reaksjoner med miljøet. Selv om det ofte bare betraktes som «rust», innebærer korrosjon faktisk en kompleks serie reaksjoner påvirket av vann, oksygen, salt, surhet og elektriske potensialforskjeller over metalloverflaten.
Korrosjon som en elektrokjemisk prosess
I de fleste tilfeller skjer metallkorrosjon gjennom elektrokjemiske mekanismer, som betyr at prosessen involverer strøm av elektroner som følge av dannelsen av en mikroelektrokjemisk celle på metalloverflaten. Denne cellen består av to hoveddeler: anodeområdet og katodeområdet. Selv om metallet virker homogent, inneholder overflaten ofte ufullkommenheter, indre spenninger, forskjeller i mikrosammensetning eller kontakt med andre metaller som fører til at deler av overflaten fungerer som anode og en annen del som katode.
– Ved anoden oksideres metallet (frigjør elektroner).
– Ved katoden skjer en reduksjonsreaksjon (mottar elektroner), vanligvis med oksygen- eller hydrogenioner.
Med andre ord kan korrosjon sees på som et «lite batteri» som arbeider kontinuerlig på metalloverflaten, så lenge det finnes en elektrolytt (f.eks. vann) som medium for ledende ioner.
Grunnleggende reaksjoner ved jernkorrosjon: Kilder til rust
Jern (Fe) er det vanligste eksemplet i diskusjoner om korrosjon fordi det ruster lett. Rust er en kompleks blanding, hovedsakelig hydrerte jernoksider (f.eks. Fe₂O₃·nH₂O), men dannelsen initieres av flere reaksjonstrinn.
1. Anodisk reaksjon: Jernoksidasjon
Ved anoden løses jern opp ved å frigjøre elektroner:
Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻
Denne reaksjonen fører til at det dannes Fe²⁺-ioner, som fører til at metallet mister masse ved det anodiske punktet. Dette er starten på prosessen med "korrosjon" i metallet.
2. Katodisk reaksjon: Oksygenreduksjon
I nøytrale eller alkaliske miljøer (som vanlig vann) er den vanligste katodiske reaksjonen reduksjon av oppløst oksygen:
O2(g) + 2H2O(l) + 4e⁻ → 4OH⁻(aq)
Elektroner som frigjøres fra anoden strømmer til katodeområdet og brukes til å redusere oksygen. Tilstedeværelsen av vann og oksygen er to nøkkelfaktorer.
3. Dannelse av mellomforbindelse: Fe(OH)₂
Fe²⁺-ionene som dannes ved anoden vil reagere med OH⁻-ionene fra den katodiske reaksjonen og danne et bunnfall:
Fe²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → Fe(OH)₂(s)
Disse avleiringene er ennå ikke endelig rust, men er «tidlige korrosjonsprodukter» som kan endre seg ytterligere.
4. Videre oksidasjon til Fe(OH)₃ og hydrert jernoksid
Fe(OH)₂ kan oksideres av oksygen til Fe(OH)₃:
4Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2H2O(l) → 4Fe(OH)3(s)
Deretter gjennomgår Fe(OH)₃ delvis dehydrering og strukturell omorganisering til det hydrerte jernoksidet vi kjenner som rust:
Fe(OH)₃(s) → Fe₂O₃·nH₂O(s) + (vann)
Rustprodukter er porøse og fester seg ikke godt, så de beskytter ikke de underliggende metalllagene. Derfor har korrosjon av jernet en tendens til å fortsette og forverres.
Effekten av elektrolytter og saltioner
Korrosjon vil gå mye raskere i nærvær av en god elektrolytt, for eksempel sjøvann eller vann som inneholder salt. Kloridioner (Cl⁻) er en av de farligste korrosjonsakseleratorene. Salt øker løsningens konduktivitet, noe som øker den elektrokjemiske strømmen på metalloverflaten. Videre kan klorid skade det passive laget på visse metaller og utløse lokalisert korrosjon som spaltekorrosjon og gropkorrosjon.
I jern kan et miljø som inneholder Cl⁻ også oppmuntre til dannelsen av mer ustabile korrosjonsprodukter og akselerere dannelsen av små, dype anodeflekker, noe som resulterer i korrosjonsgroper som er vanskelige å oppdage fra utsiden.
Korrosjon i sure miljøer: Reduksjon av hydrogenioner
I et surt miljø kan den katodiske reaksjonen endre seg. Hvis H⁺-konsentrasjonen er høy, er den dominerende reduksjonsreaksjonen dannelsen av hydrogengass:
2H⁺(aq) + 2e⁻ → H₂(g)
Mens den anodiske reaksjonen forblir oppløsningen av metallet:
Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻
Denne kombinasjonen akselererer hastigheten på oppløsningen av jern i syre. Som et resultat kan metallet erodere uten tilstedeværelse av store mengder oppløst oksygen. Dette er grunnen til at rør eller tanker som utsettes for sure væsker har større risiko for rask korrosjon hvis de ikke er belagt eller pH-verdien deres ikke kontrolleres.
Galvanisk korrosjon: Når to metaller møtes
Korrosjon påvirkes ikke bare av miljøet, men også av metallene som er i kontakt. Når to forskjellige metaller er elektrisk forbundet i en elektrolytt, dannes en galvanisk celle. Det mer aktive (lett oksiderbare) metallet fungerer som anode og korroderer raskere, mens det mer edle metallet fungerer som katode og er relativt beskyttet.
Hvis for eksempel jern kommer i kontakt med kobber under fuktige forhold, har jernet en tendens til å fungere som anode og ruste raskere. Dette skyldes forskjellen i standard elektrodepotensial mellom de to metallene, som bestemmer retningen på elektronstrømmen.
Passive lag og korrosjon på andre metaller
Ikke alle metaller korroderer slik som jern. Aluminium og rustfritt stål, for eksempel, har en tendens til å danne et tynt, tett og tett oksidlag som kalles et passivt lag. Dette laget hemmer diffusjonen av oksygen og vann til metalloverflaten, og reduserer dermed korrosjonshastigheten. På aluminium er Al₂O₃-laget svært stabilt. I rustfritt stål støttes det passive laget av krom, som danner Cr₂O₃.
Det passive laget kan imidlertid bli skadet av visse forhold, som høye kloridkonsentrasjoner, oksygenmangel i trange sprekker eller forskjeller i lufting (oksygenkonsentrasjonsceller). Når det passive laget brytes i små områder, kan lokal korrosjon oppstå svært raskt og være farlig.
Faktorer som påvirker korrosjonsreaksjoner
Noen av hovedfaktorene som bestemmer korrosjonshastigheten inkluderer:
1. Tilgjengelighet av vann og oksygen: Vann fungerer som elektrolytt og reaksjonsmedium, mens oksygen fungerer som et oksidasjonsmiddel i den katodiske reaksjonen.
2. Miljømessig pH: Sure miljøer akselererer metalloppløsningen. Alkaliske miljøer bidrar noen ganger til å danne et beskyttende lag på visse metaller.
3. Ionkonsentrasjon (spesielt Cl⁻): Øker konduktiviteten og utløser lokal korrosjon.
4. Temperatur: Generelt øker hastigheten på kjemiske reaksjoner med temperaturen, så korrosjon har en tendens til å være raskere ved høye temperaturer.
5. Væskestrømningshastighet: Strømningen kan erodere det beskyttende laget og akselerere oksygentilførselen, noe som forårsaker erosjonskorrosjon.
6. Intermetallisk kontakt: Utløser galvanisk korrosjon hvis det er en potensialforskjell.
Lukking
Korrosjon er i hovedsak en serie oksidasjons-reduksjonsreaksjoner som oppstår spontant når et metall samhandler med omgivelsene. I jern begynner prosessen med oksidasjon av Fe til Fe²⁺ ved anoden og reduksjon av oksygen (eller hydrogenioner under sure forhold) ved katoden. Sluttproduktet er hydrert jernoksid, kjent som rust. Tilstedeværelsen av vann, oksygen, salt og pH-forhold bestemmer i betydelig grad hastigheten på denne reaksjonen , i likhet med materialfaktorer som metallparing og evnen til å danne et passivt lag. Ved å forstå de kjemiske reaksjonene som er involvert i korrosjonsprosessen, kan vi utforme passende forebyggingsstrategier – fra belegg, bruk av inhibitorer, katodisk beskyttelse til materialvalg – slik at tap på grunn av korrosjon kan reduseres betydelig.
