Kemiska reaktioner i korrosionsprocessen
Korrosion är ett av de kemiska fenomen som är närmast förknippade med vardagen, men dess inverkan kan vara djupgående. Från rostande staket till försvagade fordonschassin till läckande industrirör – allt kan börja med korrosionsprocessen. Enkelt uttryckt kan korrosion förstås som försämring av material (särskilt metaller) på grund av kemiska eller elektrokemiska reaktioner med miljön. Även om det ofta betraktas som "rost", innebär korrosion faktiskt en komplex serie av reaktioner som påverkas av vatten, syre, salt, surhet och elektriska potentialskillnader över metallytan.
Korrosion som en elektrokemisk process
I de flesta fall sker metallkorrosion genom elektrokemiska mekanismer, vilket innebär att processen involverar flödet av elektroner som ett resultat av bildandet av en mikroelektrokemisk cell på metallytan. Denna cell består av två huvuddelar: anodområdet och katodområdet. Även om metallen verkar homogen, innehåller dess yta ofta defekter, inre spänningar, skillnader i mikrokomposition eller kontakt med andra metaller som gör att en del av ytan fungerar som anod och en annan del som katod.
– Vid anoden oxideras metallen (frigör elektroner).
– Vid katoden sker en reduktionsreaktion (mottagande av elektroner), vanligtvis med syre- eller vätejoner.
Med andra ord kan korrosion ses som ett ”litet batteri” som arbetar kontinuerligt på metallytan, så länge det finns en elektrolyt (t.ex. vatten) som medium för ledande joner.
Grundläggande reaktioner vid järnkorrosion: Rostkällor
Järn (Fe) är det vanligaste exemplet i diskussioner om korrosion eftersom det rostar lätt. Rost är en komplex blandning, främst hydratiserade järnoxider (t.ex. Fe₂O₃·nH₂O), men dess bildning initieras av flera reaktionssteg.
1. Anodisk reaktion: Järnoxidation
Vid anoden löses järn upp genom att frigöra elektroner:
Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻
Denna reaktion orsakar bildandet av Fe²⁺-joner, vilket gör att metallen förlorar massa vid den anodiska punkten. Detta är början på processen med "korrosion" i metallen.
2. Katodisk reaktion: Syrereduktion
I neutrala eller alkaliska miljöer (som vanligt vatten) är den vanligaste katodiska reaktionen reduktion av löst syre:
O2(g) + 2H2O(l) + 4e-→ 4OH-(aq)
Elektroner som frigörs från anoden strömmar till katodområdet och används för att reducera syre. Närvaron av vatten och syre är två viktiga faktorer.
3. Bildning av mellanprodukt: Fe(OH)₂
Fe²⁺-jonerna som bildas vid anoden reagerar med OH⁻-jonerna från den katodiska reaktionen och bildar en fällning:
Fe²⁺(aq) + 2OH⁻(aq) → Fe(OH)₂(s)
Dessa avlagringar är ännu inte slutgiltig rost, utan är ”tidiga korrosionsprodukter” som kan förändras ytterligare.
4. Vidare oxidation till Fe(OH)₃ och hydratiserad järnoxid
Fe(OH)₂ kan oxideras av syre till Fe(OH)₃:
4Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2H2O(l) → 4Fe(OH)3(s)
Sedan genomgår Fe(OH)₃ partiell uttorkning och strukturell omorganisation till den hydratiserade järnoxiden som vi känner som rost:
Fe(OH)₃(s) → Fe₂O₃·nH₂O(s) + (vatten)
Rostprodukter är porösa och fäster inte ordentligt, så de skyddar inte de underliggande metalllagren. Därför tenderar korrosionen av järnet att fortsätta och förvärras.
Effekten av elektrolyter och saltjoner
Korrosion sker mycket snabbare i närvaro av en bra elektrolyt, såsom havsvatten eller vatten som innehåller salt. Kloridjoner (Cl⁻) är en av de farligaste korrosionsacceleratorerna. Salt ökar lösningens konduktivitet, vilket ökar den elektrokemiska strömmen vid metallytan. Dessutom kan klorid skada det passiva lagret på vissa metaller och utlösa lokal korrosion såsom spaltkorrosion och punktkorrosion.
I järn kan en miljö som innehåller Cl⁻ också uppmuntra bildandet av mer instabila korrosionsprodukter och påskynda bildandet av små, djupa anodfläckar, vilket resulterar i korrosionsgropar som är svåra att upptäcka från utsidan.
Korrosion i sura miljöer: Reduktion av vätejoner
I en sur miljö kan den katodiska reaktionen förändras. Om H⁺-koncentrationen är hög är den dominerande reduktionsreaktionen bildandet av vätgas:
2H⁺(aq) + 2e⁻ → H₂(g)
Medan den anodiska reaktionen förblir upplösningen av metallen:
Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻
Denna kombination accelererar järnets upplösningshastighet i syra. Som ett resultat kan metallen erodera utan närvaro av stora mängder löst syre. Det är därför rör eller tankar som utsätts för sura vätskor löper större risk för snabb korrosion om de inte är belagda eller om deras pH-värde inte kontrolleras.
Galvanisk korrosion: När två metaller möts
Korrosion påverkas inte bara av miljön utan även av metallerna som är i kontakt. När två olika metaller är elektriskt sammankopplade i en elektrolyt bildas en galvanisk cell. Den mer aktiva (lättare oxiderande) metallen fungerar som anod och korroderar snabbare, medan den mer ädla metallen fungerar som katod och är relativt skyddad.
Om till exempel järn kommer i kontakt med koppar i fuktiga förhållanden tenderar järnet att fungera som anod och rosta snabbare. Detta beror på skillnaden i standardelektrodpotential mellan de två metallerna, vilket bestämmer elektronflödets riktning.
Passiva lager och korrosion på andra metaller
Inte alla metaller korroderar som järn. Aluminium och rostfritt stål tenderar till exempel att bilda ett tunt, tätt och tätt vidhäftande oxidlager som kallas ett passivt lager. Detta lager hämmar diffusionen av syre och vatten till metallytan, vilket minskar korrosionshastigheten. På aluminium är Al₂O₃-lagret mycket stabilt. I rostfritt stål stöds det passiva lagret av krom, vilket bildar Cr₂O₃.
Det passiva lagret kan dock skadas av vissa förhållanden, såsom höga kloridkoncentrationer, syrebrist i smala springor eller skillnader i luftning (syrekoncentrationsceller). När det passiva lagret bryts i små områden kan lokal korrosion uppstå mycket snabbt och vara farlig.
Faktorer som påverkar korrosionsreaktioner
Några av de viktigaste faktorerna som avgör korrosionshastigheten inkluderar:
1. Tillgänglighet av vatten och syre: Vatten fungerar som elektrolyt och reaktionsmedium, medan syre fungerar som ett oxidationsmedel i den katodiska reaktionen.
2. Miljömässigt pH: Sura miljöer accelererar metallupplösning. Alkaliska miljöer hjälper ibland till att bilda ett skyddande lager på vissa metaller.
3. Jonkoncentration (särskilt Cl⁻): Ökar konduktiviteten och utlöser lokal korrosion.
4. Temperatur: Generellt sett ökar hastigheten för kemiska reaktioner med temperaturen, så korrosion tenderar att ske snabbare vid höga temperaturer.
5. Vätskeflödeshastighet: Flödet kan erodera det skyddande lagret och accelerera syretillförseln, vilket orsakar erosionskorrosion.
6. Intermetallisk kontakt: Utlöser galvanisk korrosion om det finns en potentialskillnad.
Stängning
Korrosion är i huvudsak en serie oxidations-reduktionsreaktioner som sker spontant när en metall interagerar med sin omgivning. I järn börjar processen med oxidation av Fe till Fe²⁺ vid anoden och reduktion av syre (eller vätejoner i sura förhållanden) vid katoden. Slutprodukten är hydratiserad järnoxid, känd som rost. Närvaron av vatten, syre, salt och pH-förhållanden avgör i hög grad hastigheten för denna reaktion, liksom materialfaktorer som metallparning och förmågan att bilda ett passivt lager. Genom att förstå de kemiska reaktioner som är involverade i korrosionsprocessen kan vi utforma lämpliga förebyggande strategier – från beläggningar, användning av inhibitorer, katodiskt skydd till materialval – så att förluster på grund av korrosion kan minskas avsevärt.
