Kompendium korrosjon
Kompendium korrosjon
Kompendium korrosjon
Create successful ePaper yourself
Turn your PDF publications into a flip-book with our unique Google optimized e-Paper software.
HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03<br />
Side 1 av 10<br />
Korrosjon<br />
Innledning<br />
Rent språklig betyr <strong>korrosjon</strong> ”å gnage bort”. Generelt brukes ordet om uønskede reaksjoner<br />
mellom materialer og deres bruksmiljø. I den vitenskapelige definisjonen brukes ordet<br />
<strong>korrosjon</strong> om alle materialer, men volummessig skrives og arbeides det mest med <strong>korrosjon</strong><br />
av metaller.<br />
Der er alltid kjemiske reaksjoner involvert.<br />
Eks. Jern (stål) reagerer med oksygen og vann og blir til <strong>korrosjon</strong>sprodukter (stålet<br />
”ruster”).<br />
Eks. Polyester i glassfiberarmert plast reagerer med klor og mister evnen til å holde<br />
fiberen på plass (skjer i tanker på kjemiske fabrikker)<br />
De kjemiske reaksjonene kan være lite omfattende, selv om skaden på materialet blir<br />
total.<br />
Eks. spennings<strong>korrosjon</strong> av metaller (kun metallet i sprekkene reagerer, men resultatet<br />
er at strekkbelastet metall går i stykker).<br />
Fysiske forhold kan utløse eller forsterke nedbrytingen<br />
Eks. Lekkstrøm<strong>korrosjon</strong> (elektriske strømmer i jord eller vann bryter ned metall).<br />
Eks. Spennings<strong>korrosjon</strong> (kombinasjonen av strekkspenninger og miljø får metaller til å<br />
slå sprekker).<br />
Eks. Klorid spennings<strong>korrosjon</strong> (spennings<strong>korrosjon</strong> av austenittisk rustfritt stål i<br />
kloridmiljø når temperaturen overstiger 50-60 °C).<br />
Nedbrytningen av material kan utvise store forskjeller.<br />
Eks. Stål korroderer med under 0,1 mm pr år i sjøvann, men med flere mm i timen i<br />
saltsyre.<br />
Eks. Sink korroderer med en mikrometer i året i innlandsstrøk, men med opp til 100<br />
mikrometer i året i visse kyststrøk.<br />
Korrosjonens kjemi<br />
En karakteristisk egenskap hos metaller er deres evne til å danne positive ioner ved avgi<br />
elektroner: M = M - + e - (Fe = Fe 2+ + 2e - , Al = Al 3+ + 3e - ).<br />
De korrosive reagensene er kjennetegnet ved at de har evne til å ta til seg disse elektronene.<br />
Mest vanlig er i ”daglig” <strong>korrosjon</strong> er:<br />
- Syre eller surt vannholdig miljø, som dermed danner hydrogengass<br />
2H + + 2e - = H2<br />
- Oksygenholdig tørt miljø, som fører til direkte dannelse av oksider 2M + ½ O2 =<br />
M2O (eks. FeO, Fe2O3, Cr2O3 mm)<br />
- Dannelse av hydroksid i våt <strong>korrosjon</strong>, O2 + 2H2O = 4OH - , som via etterfølgende<br />
reaksjoner oftest gir andre reaksjonsprodukter (eks. Zn 2+ + 2OH - = Zn(OH)2,<br />
”hvitrust” på galvanisert stål, eks. Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH)3, ved inntørking avgis<br />
vann under dannelse av ”rust”
HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03<br />
Side 2 av 10<br />
Korrosjon av metaller er alltid en redoksreaksjon<br />
Oksidasjon av metall M = M + + e - (avgivelse av elektroner). Dette kalles den anodiske<br />
reaksjonen.<br />
Reduksjon av et reagens, (eks. O2 + 2H2O = 4OH - ), reagenset tar opp elektroner. Dette kalles<br />
den katodiske reaksjonen.<br />
De fleste metallene er kjemisk mest stabile i ioneform, unntaket er de edle metallene gull,<br />
platina mfl., som er mest stabile i sin metalliske form 1 .<br />
Metallmalmen inneholder metallene i sin ioneform og må tilføres energi for å gi frie metaller.<br />
De korrosive reagensene ”inneholder” energi, som avgis under de korrosive reaksjonene. Eks.<br />
oksygen oppstår ved fotosyntese av CO2 ved tilførsel av solenergi.<br />
Resultatet er at bruksmetallene har en ”utrygg” tilværelse, der de naturlige kjemiske<br />
drivkrefter søker å føre dem vekk fra sin frie, metalliske tilstand og tilbake til kjemisk bunden<br />
tilstand.<br />
Korrosjonslærens anliggende er å forklare reaksjonsmekanismer og foreslå tiltak som kan<br />
hindre eller forsinke nedbrytingen, evt. hjelpe til å velge metaller (eller materialer generelt)<br />
med gunstigere egenskaper.<br />
Overflaten.<br />
Korrosjonsreaksjonene foregår på overflaten av metallene. En plankpolert stålflate vil etter en<br />
tid få en brunfarge (”støvrusting”), selv under tørre forhold. Overflaten kan naturligvis<br />
beskyttes med maling ved at oksygen hindres å i komme frem til metallet.<br />
Aluminium er i utgangspunktet mer reaktivt enn stål. Aluminium reagerer øyeblikkelig med<br />
oksygen, 2Al + 1½ O2 = Al2O3, men reaksjonsproduktet dannes uten avskalling og på en slik<br />
måte at det blir tett og gjennomskinnelig. Aluminium vil derfor holde seg blankt over lang tid.<br />
Overtrekket av aluminiumoksid kalles en passivhinne. Man sier at aluminium passiverer.<br />
Rustfritt stål (jern med min. 12% Cr) passiverer også. Det samme gjør titan, som får en av de<br />
mest bestandige passivhinnene 2 . Karbonstål passiverer i vått miljø ved pH-verdier over 12.<br />
Armeringsstål ruster derfor ikke i betongen, som holder en pH-verdi på ca. 12,5.<br />
Passivhinner har dog varierende evne til å gi reell, langvarig beskyttelse fordi drivkreftene i<br />
oksidasjonen fortsatt er tilstede. Metall og oksygen er bare skilt av en tynn hinne. Når metaller<br />
med passivhinne korroderer, skjer det alltid ujevnt (lokalisert <strong>korrosjon</strong>).<br />
Direkte oksidering av metaller i kontakt med oksygen skjer oftest ved høy temperatur. Dette<br />
kalles tørr <strong>korrosjon</strong>, og forekommer f.eks. i gassturbiner.<br />
1 Edelmetallene finnes i naturen som frie metaller.<br />
2 I oksygenholdig eller ikke for sterkt reduserende vannholdig miljø. Titan tåler klor, men ikke ozon.
HIN Allmenn Maskin<br />
Side 3 av 10<br />
RA 09.01.03<br />
Det øvrige stoffet vil omhandle våt <strong>korrosjon</strong>, dvs. metaller som er i kontakt med korrosive<br />
stoffer i vannfase. Vi vil likevel avgrense oss til surt vann (med H + ) og O2-holdig vann, med<br />
eller uten salter. Slik væske har alltid ioner, er elektrisk ledende og kalles elektrolytten.<br />
Elektrokjemiske mekanismer<br />
Med kjennskap til visse grunnleggende mekanismer i elektrokjemien, kan man forstå hvordan<br />
mange <strong>korrosjon</strong>sformer arter seg og forstå hvordan man kan forebygge <strong>korrosjon</strong>.<br />
Korrosjon av metaller innebærer alltid utveksling av ladninger. Hastigheten av en<br />
<strong>korrosjon</strong>sreaksjon kan derfor også utrykkes med ampere pr kvadratmeter. Vi tar<br />
utgangspunkt i Faradays lov<br />
It = nFz, der I er strøm [A], t er tid [s], n er moltall, F er Faradays konstant (96500 As/mol) og z er<br />
ladningstall for metallionet (eks. z = 2 for jern fordi Fe = Fe 2+ + 2e - ).<br />
Ut fra dette kan det utledes en sammenheng mellom <strong>korrosjon</strong>shastighet (tykkelsesreduksjon<br />
pr tidsenhet) og <strong>korrosjon</strong>sstrømtetthet, (anodisk strømtetthet):<br />
ds i ⋅M<br />
=<br />
dt z ⋅F ⋅ρ<br />
der M er molar masse og ρ er tetthet.<br />
Cu<br />
2+<br />
1 M Cu<br />
V<br />
Zn<br />
+ -<br />
2+<br />
1 M Zn<br />
Figur 1. Daniell-elementet<br />
Korrosjonsstrømmen kan dog ikke måles direkte da den er<br />
fordelt i små elektrokjemiske celler utover hele<br />
metallstykket som korroderer.<br />
Korrosjonsstrømmen drives av potensialforskjeller som<br />
skyldes energiinnholdet i reaktantene. Potensialet måles i<br />
Volt og er en relativ størrelse, som uttrykker elektronenes<br />
tendens til å forlate metallet (som dermed løses opp) og<br />
inngår i den korrosive reaktanten.<br />
Dette kan sammenlignes med en celle i et batteri, der den<br />
negative polen (anoden = elektroden der det foregår en<br />
oksidasjon) avgir elektroner, mens den positive polen<br />
(katoden = elektroden der det foregår reduksjon). I en<br />
battericelle velges det stoffer som gir best mulig<br />
effektivitet. For å forklare <strong>korrosjon</strong> og elektrokjemi, må<br />
det benyttes en celle som er enkel og veldefinert.<br />
Figur 1 viser ”Daniell-elementet”. Det består av en sinkstav dyppet i en oppløsning av 1<br />
molar sinksulfat og en kobberstav i en 1 molar kobbersulfatløsning. De to badene er skilt av<br />
en vattpropp, som hindrer sammenblanding, samtidig som ioner kan vandre så det ikke<br />
oppstår ladningsoverskudd.<br />
Væsken er fri for oksygen og andre aktive gasser. I daniellelementet holdes potensialene for<br />
følgende likevekter opp mot hverandre:
HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03<br />
Side 4 av 10<br />
2+ -<br />
Zn [1 M]+2e ! Zn<br />
2+ -<br />
og Cu [1 M]+2e ! Cu<br />
Kobber har sterkere tendens til å ta elektroner enn sink. Kobber er derfor den positive<br />
elektroden. Spenningsforskjellen viser seg å være 1,10 volt. Når kontakten lukkes (cellen<br />
kortsluttet), viser voltmeteret null volt. Samtidig går det en strøm som av henger av<br />
omsetningshastigheten ved elektrodene. Det er ikke likevekt men en nettoreaksjon slik at sink<br />
løses opp og kobber skilles ut.<br />
Hvis kobberelektroden erstattes av<br />
standardhydrogenelektroden, Figur 2, vil voltmeteret vise<br />
minus 0,76 volt. Standardhydrogenelektroden er pr.<br />
definisjon satt til null volt. Det målte potensialet til sink<br />
kalles normalpotensialet 3 . Byttes sinkelektroden ut med<br />
standardhydrogenelektroden, viser voltmeteret pluss 0,34<br />
volt, som er normalpotensialet for kobber. Differansen blir<br />
Pt<br />
H, 2 1 atm.<br />
+<br />
1 M H<br />
Figur 2. Standard<br />
hydrogenelektroden<br />
da naturligvis 1,10 volt:<br />
0,34 V-( − 0,76 V) = 1,10 V<br />
Alle kjemiske likevekter har et sitt karakteristiske<br />
normalpotensial, som betegnes E 0 . I kjemiske tabeller kan<br />
man finne flere normalpotensialer.<br />
Elektrokjemi ved <strong>korrosjon</strong><br />
Ved <strong>korrosjon</strong> av jern (stål) tar vi utgangspunkt i likevekten<br />
2+ -<br />
Fe [1 M]+2e ! Fe, E 0 =−0,447<br />
V<br />
Nå er det ikke 1 M Fe 2+ i løsningen, men en udefinert og mye lavere konsentrasjon 4 .<br />
Potensialet er derfor mye lavere 5 . Jern løses opp og den anodiske reaksjonen er<br />
Fe = Fe 2+ + 2 e - .<br />
Ved <strong>korrosjon</strong> av jern i oksygenrikt vann er det O2 + 2 H2O = 4OH - som er katodisk reaksjon.<br />
-<br />
Her tar vi utgangspunkt i likevekten O 2(gass) [1 atm]+2H2O ! 4OH [1 M], E 0 =+ 0, 44 V . I<br />
praksis er partialtrykket av oksygen ca 0,2 atm. (20%) og OH - -konsentrasjonen liten (10 -7 ved<br />
pH=7). Potensialet er derfor mye høyere.<br />
Drivkreftene er definitivt tilstede (lavt potensial for jernlikevekt og høye potensial for<br />
oksygenlikevekt). Begge reaksjonene foregår mange plasser på samme elektrode (jernet), slik<br />
at strømkretsene er fullstendig kortsluttet. Måler man potensialet på jernstykket med en<br />
standardhydrogenelektrode, finner man et blandingspotensial av det negative og det positive,<br />
3 Standardnormalpotensielt, dersom temperaturen er 25 °C.<br />
4 Null i det samme jernet dyppes i vann, men ganske raskt omgis jernet av en liten mengde jernioner.<br />
5 Det er sterkere drivkrefter til oppløsning av jern, jfr. le Chatelier’s prinsipp i kjemien.
HIN Allmenn Maskin<br />
Side 5 av 10<br />
RA 09.01.03<br />
en slags ”kortslutningspotensial”. Dette kalles det frie <strong>korrosjon</strong>spotensialet, og er for<br />
karbonstål i sjøvann på ca -0,44 V 6 .<br />
Vann<br />
Luft 2 O<br />
2+<br />
Fe<br />
-<br />
OH 2<br />
2+<br />
-<br />
e<br />
O<br />
-<br />
e<br />
En nøyere undersøkelse vil vise at de<br />
anodiske og de katodiske reaksjonene<br />
foregår på separate små flekker. Dette<br />
kan illustreres som vis i Figur 3.<br />
I ferskvann er det få ioner, og<br />
ladningstransporten er langsom. I<br />
sjøvann er det salter (NaCl, MgCl<br />
mfl.) som dissosierer 7 og gir en<br />
elektrolytt med bedre ledningsevne.<br />
Ladningsstransporten går mye<br />
raskere, dvs. <strong>korrosjon</strong>en går raskere i<br />
sjøvann.<br />
jern<br />
De katodiske områdene blir stående<br />
igjen. Noen ganger kan områdene<br />
Figur 3. Korrosjon av jern i vann<br />
skifte polaritet, slik at områder som<br />
var katodiske blir anodiske, og<br />
korroderer. Dette kalles fluktuerende lokalelementer, og forklarer jevn <strong>korrosjon</strong> er mulig.<br />
Jevn <strong>korrosjon</strong> av jern er mest vanlig i sur væske.<br />
I oksygenholdig væske, dannes det utfellinger, som gir tildekninger slik at<br />
<strong>korrosjon</strong>shastigheten begrenses. Jern korroderer raskere i marin atmosfære enn når det<br />
neddykket i sjøvann. Årsaken er sammensatt av følgende fakta: Økende saltholdighet når<br />
vannet fordamper, rustbelegget holder på fuktigheten, men er likevel så oppsprukket at det<br />
blir rikelig tilgang på oksygen.<br />
Oppgaver:<br />
1) Beregn <strong>korrosjon</strong>sstrømmen når stål korroderer med 1 mm/år<br />
2) Skriv opp formlene for oksider av aluminium, magnesium.<br />
3) Forklar valensforholdene i Fe3O4 (magnetitt).<br />
4) Finn (slå opp) standardnormalpotensialene for magnesium og titan.<br />
5) Lag en tegning tilsv. Figur 3 som viser jern som korroderer i syre.<br />
Fe<br />
Potensialets betydning<br />
Metallene er elektrisk ledende, Dette har stor betydning for deres oppførsel med hensyn til<br />
<strong>korrosjon</strong>. Hvis potensialet på et metall senkes med tilført strøm, altså tvinges til et nivå som<br />
er lavere enn det naturlige, frie <strong>korrosjon</strong>spotensialet i vedkommende miljø, vil<br />
<strong>korrosjon</strong>shastigheten avta. Årsaken er at senket potensial betyr tilførsel av negativ ladning,<br />
dvs. elektroner, og dermed at metallet ”slipper” å bruke av sine egne elektroner (= slipper å gå<br />
6 Praktiske målinger gjøres med mer robuste elektroder, f.eks. mettet sølv-sølvklorid (Ag/AgCl), som ligger<br />
0,214 V høyere enn standardnormalhydrogenelektroden. Det frie <strong>korrosjon</strong>spotensialet vil da være ca -0,65 V<br />
Ag/AgCl.<br />
7 Dissosierer = spaltes i ioner: NaCl = Na + + Cl - , osv.
HIN Allmenn Maskin<br />
Side 6 av 10<br />
RA 09.01.03<br />
i oppløsning). Elektronene kan vandre i metaller da disse er elektriske ledere. Senkes<br />
potensialet langt nok, vil <strong>korrosjon</strong>en stoppe helt. Metallet er da blitt immunt.<br />
Motsatt, dersom potensialet økes, vil <strong>korrosjon</strong>en tilta.<br />
Dersom potensialet heves mye, vil oksygenet binde seg til metallet som en oksidhinne i stedet<br />
for å danne OH - . Oksidhinnen hindrer videre <strong>korrosjon</strong>, og metallet sies da å være passivert.<br />
Som omtalt over, inntar metallene et <strong>korrosjon</strong>spotensial når de neddykket i vann. For sjøvann<br />
har karbonstål -0,44 V, sink har -1,3 V og kobber har ca 0 V. Noen metaller har en ve til å<br />
danne en tett oksidhinne uten påtrykt strøm. Disse har da god <strong>korrosjon</strong>smotstand i sjøvann<br />
(rustfritt stål, titan mfl.) og inntar naturlig et høyere potensial (18-8 stål har ca +0,30 V, titan<br />
har +0,38 V).<br />
Noen av metallene med passivhinne (oksidhinne), kan under visse forhold komme delvis i<br />
aktiv tilstand. For rustfritt stål kan dette skje som følge av tildekninger eller kombinasjon av<br />
høyt kloridinnhold og høyere temperatur. Korrosjonspotensialet vil da bli mye lavere, og<br />
<strong>korrosjon</strong>en vil arte seg som groptæringer eller andre former for lokalisert <strong>korrosjon</strong>, se<br />
senere kapittel.<br />
Galvanisk <strong>korrosjon</strong><br />
Dersom ulike metaller kommer i kontakt med hverandre når de er neddykket i vann, vil<br />
potensialet innta en verdi mellom de to metallenes fri <strong>korrosjon</strong>spotensialer. Korrosjonen vil<br />
avta på det metallet som var mest positivt (og får senket potensialet) og øke på det som var<br />
mest negativt. Samtidig vil det samlede katodearealet øke.<br />
Denne <strong>korrosjon</strong>sformen kalles galvanisk <strong>korrosjon</strong>. Det er viktig å unngå slik<br />
sammenkobling av metaller. Når f.eks. en stålbåt skal ha overbygning av aluminium, må det<br />
brukes elektrosk isolerende pakninger. Ellers vil det oppstå galvanisk <strong>korrosjon</strong> når<br />
sammenføyningen overtrekkes av vannfilm (sjøsprøyt, nedbør).<br />
Som hjelp til å vurdere faren for galvanisk <strong>korrosjon</strong>, brukes det tabeller som viser metallenes<br />
frie <strong>korrosjon</strong>spotensial, også kalt metallenes galvaniske spenningsrekke. Den vanligste, som<br />
man finner i tabeller og i læreboka, gjelder for metaller i sjøvann. Det er viktig å merke seg at<br />
denne tabellen kun gjelder for metallene i sjøvann!<br />
Katodisk beskyttelse<br />
Galvanisk ”<strong>korrosjon</strong>” kan nyttiggjøres ved ”offerandode-prinsippet”. Stål og anoder, begge<br />
neddykket i elektrolytt, kobles sammen slik at det er elektrisk kontakt. Offeranoder består av<br />
sink eller aktivisert aluminium. Stålets potensial senkes (helt eller delvis til immunt) ved at<br />
sinkanodene leverer elektroner, idet de løses opp. Dette kalles katodisk beskyttelse, for stål<br />
utgjør katoden. Katodisk beskyttelse kan også gjøres med påtrykt strøm. Med påtrykt strøm<br />
benyttes en kraftig, nøye regulert transformator med likeretting. Den negative polen kobles til<br />
stålet som skal beskyttes, mens den positive polen kobles til passive anoder (av grafitt eller<br />
titan).
HIN Allmenn Maskin<br />
Side 7 av 10<br />
RA 09.01.03<br />
Katodisk beskyttelse virker kun på de delene som er neddykket i elektrolytt. Marine<br />
konstruksjoner med katodisk beskyttelse (skip, plattformer, ståldeler i kaier) har alltid størst<br />
problemer i plaskesonen.<br />
Oppgaver:<br />
1) Betrakt titans plassering i standardnormal potensialrekka og i den galvaniske<br />
spenningsrekka for sjøvann. Kommenter dette. Kommenter likheter og ulikheter i<br />
metallenes rekkefølge.<br />
2) Foreslå nødløsning dersom man må koble sammen vannførende rør av rustfritt stål og<br />
karbonstål. Rørene har flenser.<br />
3) Tegn en figur som viser ladningstransport og reaksjoner for stål med offeranode.<br />
Benytt samme illustrasjonsmetode som Figur 3.<br />
4) Det har vært forøkt solgt offeranoder til biler. Kommenter dette.<br />
Korrosjonsprodukter<br />
Ved <strong>korrosjon</strong> av jern (stål) dannes det alltid først 2-verdige ioner, Fe = Fe 2+ + 2e - . De toverdige<br />
jernionene vil i oksygenrikt vann delvis oksideres videre til 3-verdig jern,<br />
Fe 2+ = Fe 3+ + e - .<br />
Den katodiske reaksjonen er fortsatt oksygenomsetning: O2 + 2H2O + 4e - = 4OH - .<br />
Oppslag i løselighetstabell viser at jerhydroksid, Fe(OH)3 er tungtløselig. Dette felles ut<br />
allerede ved pH over 7, og er brunfarget. Da OH - dannes ved den katodiske reaksjonen, vil det<br />
alltid (unntatt i ganske surt vann) felles ut noe Fe(OH)3. Sammen med Fe 2+ -ionene dannes det<br />
over tid blandingsoksid med krystallvann og litt varierende sammensetning, Fe2O3·FeO·nH2O,<br />
som er det vi kaller rust. I lufta er det karbondioksid, CO2. I mye naturlig vann er det<br />
merkbare mengder karbonat, CO3 2- . Det vil derfor som oftest også felles ut noe FeCO3, som<br />
inngår i rusten.<br />
Sink danner også <strong>korrosjon</strong>sbelegg. Først dannes sinkhydroksid, Zn(OH)2, som er hvitt og<br />
kan være ganske voluminøst (”hvitrust”). Dette er mest markert på galvaniserte produkter som<br />
får kondens. Etter en tid reagerer dette med CO2 i lufta og gir et grått belegg av sinkkarbonat,<br />
ZnCO3, som gir rimelig god beskyttelse mot videre <strong>korrosjon</strong> forutsatt at miljøet ikke er alt<br />
for korrosivt.<br />
Korrosjonsformer<br />
Jevn <strong>korrosjon</strong><br />
I det foregående har vi omtalt jevn <strong>korrosjon</strong> i Figur 3 og den tilhørende teksten. Ved jevn<br />
<strong>korrosjon</strong>, avvirkes metallet noenlunde jevnt. Jevn <strong>korrosjon</strong> forutsetter at det ikke dannes<br />
vesentlig belegg.
HIN Allmenn Maskin<br />
Side 8 av 10<br />
RA 09.01.03<br />
Oksygenkonsentrasjonsceller<br />
O2<br />
K<br />
-<br />
OH<br />
-<br />
e<br />
luft<br />
2+<br />
Fe<br />
A<br />
vanndråpe<br />
-<br />
OH<br />
-<br />
e<br />
stål<br />
Figur 4. Korrosjon under en vanndråpe<br />
K<br />
O2<br />
Korrosjon kan oppstå som følge av<br />
oksygenkonsentrasjonsforskjeller. Områder med<br />
høy oksygenkonsentrasjon vil være katodiske<br />
(ha høyt potensial). Tilfellet kan også<br />
observeres under en vanndråpe, se Figur 4.<br />
Fordi det er mest oksygen ved dråpens<br />
ytterkanter, vil dette bli katodiske områder. Det<br />
anodiske området, der hvor <strong>korrosjon</strong>sangrepet<br />
starter, vil derfor bli midt i dråpen.<br />
Det samme fenomenet kan observeres ved tildeknings<strong>korrosjon</strong> og ved vannlinje<strong>korrosjon</strong>.<br />
Spalt<strong>korrosjon</strong> og groptæring.<br />
Disse <strong>korrosjon</strong>sformene oppstår primært på metaller som har passivhinne, så som rustfritt<br />
stål og aluminium, når disse eksponeres for oksygen- og kloridholdig vann. Spalt <strong>korrosjon</strong><br />
oppstår i trange spalter, der oksygenet kan brukes opp.<br />
Forklaringen kan formuleres som følger for rustfritt stål:<br />
1) En langsom omsetning av oksygen vil bruke opp oksygenet i spalten. Dette fornyes i<br />
liten grad pga. vanskelig tilkomst.<br />
2) Det blir ganske langsomt en anrikning av Fe 2+ -ioner i spalten, som etter hvert blir<br />
anodisk fordi oksygenet er brukt opp.<br />
3) Oksygenomsetningen går videre på rørveggene. Elektronene skaffes fra det anodiske<br />
området i spalten.<br />
4) Overskuddet av positive ladninger i spalten vil tiltrekke seg negative ioner. OH - og Cl -<br />
ioner vil vandre inn mot spalten, samtidig som Fe 2+ -ioner søker ut. Nå viser det seg at<br />
Cl - ionene er langt de raskeste, og nøytraliserer ladningen til Fe 2+ -ionene, så de ikke<br />
søker ut.<br />
5) Konsentrasjonen av Fe 2+ -ioner øker i spalten. Når denne blir høy, hydratiseres de:<br />
Fe 2+ + 6H2O = Fe(H2O)6<br />
6) Jernheksahydratet er en syre<br />
2+ + +<br />
Fe(H2O) 6 ! Fe(H2O) 5OH<br />
+H<br />
7) De eneste negative ionene i spalten er kloridioner. I spalten er det altså både H + og Cl - ,<br />
dvs. saltsyre. I trange spalter kan pH-verdien komme under 1. Under disse forholdene<br />
er det ingen passivhinne på det rustfrie stålet, som korroderer kraftig, og uten<br />
beleggdannelse. Prosessen er selvforsterkende fordi oksygenomsetningen går videre<br />
på et stort areal på rørveggene og forbruker elektroner fra jernoppløsningen i spalten.<br />
Flensen blir underminert og mister sin tetting. Skaden oppdages kun ved å åpne<br />
flenskoblingen eller ved at det blir lekkasje.
HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03<br />
Side 9 av 10<br />
rør<br />
flenser<br />
spalt<br />
O2<br />
-<br />
OH -<br />
OH -<br />
OH<br />
-<br />
OH<br />
-<br />
Cl<br />
O2<br />
-<br />
OH<br />
Figur 5. Spalt<strong>korrosjon</strong><br />
-<br />
Cl<br />
Figur 6. Spalt<strong>korrosjon</strong> på flens av rustfritt stål<br />
-<br />
Cl +<br />
H<br />
Det fremgår av forklaringen at<br />
spalt<strong>korrosjon</strong> tar litt tid for å<br />
utvikle seg. Men når den først er<br />
i gang, går den videre<br />
utviklingen meget raskt. Se<br />
Figur 6.<br />
Groptæring (pitting) er en<br />
tilsvarende <strong>korrosjon</strong>sform, som<br />
oppstår i groper med trang<br />
åpning. Slike groper oppstår<br />
spontant i visse miljø på rustfritt<br />
stål og aluminium når<br />
temperaturen overstiger en<br />
kritisk verdi. Groptæringer er<br />
velkjent fra aluminiumsgryter.<br />
Tildekninger på overflatene vil<br />
fremme groptæringer.<br />
Spennings<strong>korrosjon</strong><br />
Mekaniske strekkspenninger kan i visse miljø forårsake endrede elektrokjemiske forhold. Pga.<br />
kornstrukturen blir det alltid små spenningskonsentrasjoner i metaller. Hvis dette gir<br />
galvaniske effekter, vil denne effekten forsterke seg i en sprekk som vokser ut fra startstedet.<br />
-<br />
e<br />
2+<br />
Fe<br />
2+<br />
Fe<br />
-<br />
e<br />
Fe(H O) OH<br />
2 5<br />
2+<br />
Fe(H2O) 6<br />
+
HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03<br />
Side 10 av 10<br />
Figur 7. Klorid spennings<strong>korrosjon</strong><br />
Det er to prinsipielt forskjellige<br />
typer spennings<strong>korrosjon</strong>.<br />
I den ene blir sprekkspissen<br />
katodisk med hydrogenutvikling<br />
som følge. Denne<br />
spennings<strong>korrosjon</strong>sformen finner<br />
man på stål av en viss fasthet i våte<br />
miljøer når pH-verdien er under 7-<br />
8. Hydrogen fører til at stål med en<br />
viss fasthet blir sprøtt. Bruddet kan<br />
komme nok så plutselig. Stoffer<br />
som H2S kan øke problemet<br />
betydelig (f.eks. i oljeutvinning).<br />
I den andre formen for spennings<strong>korrosjon</strong> blir sprekkspissen anodisk, og metallet løses opp i<br />
sprekkspissen. Denne spennings<strong>korrosjon</strong>sformen utvikler seg langsomt, men ubønnhørlig. Vi<br />
finner <strong>korrosjon</strong>sformen f.eks. på kobbermaterialer i ammoniakkholdig miljø. Videre er den<br />
velkjent på austenittisk rustfritt stål i kloridholdig miljø når temperaturen overstiger 50-60 °C.<br />
Se Figur 7.