Kompendium korrosjon

HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03
Side 1 av 10
Korrosjon
Innledning
Rent språklig betyr korrosjon ”å gnage bort”. Generelt brukes ordet om uønskede reaksjoner
mellom materialer og deres bruksmiljø. I den vitenskapelige definisjonen brukes ordet
korrosjon om alle materialer, men volummessig skrives og arbeides det mest med korrosjon
av metaller.
Der er alltid kjemiske reaksjoner involvert.
Eks. Jern (stål) reagerer med oksygen og vann og blir til korrosjonsprodukter (stålet
”ruster”).
Eks. Polyester i glassfiberarmert plast reagerer med klor og mister evnen til å holde
fiberen på plass (skjer i tanker på kjemiske fabrikker)
De kjemiske reaksjonene kan være lite omfattende, selv om skaden på materialet blir
total.
Eks. spenningskorrosjon av metaller (kun metallet i sprekkene reagerer, men resultatet
er at strekkbelastet metall går i stykker).
Fysiske forhold kan utløse eller forsterke nedbrytingen
Eks. Lekkstrømkorrosjon (elektriske strømmer i jord eller vann bryter ned metall).
Eks. Spenningskorrosjon (kombinasjonen av strekkspenninger og miljø får metaller til å
slå sprekker).
Eks. Klorid spenningskorrosjon (spenningskorrosjon av austenittisk rustfritt stål i
kloridmiljø når temperaturen overstiger 50-60 °C).
Nedbrytningen av material kan utvise store forskjeller.
Eks. Stål korroderer med under 0,1 mm pr år i sjøvann, men med flere mm i timen i
saltsyre.
Eks. Sink korroderer med en mikrometer i året i innlandsstrøk, men med opp til 100
mikrometer i året i visse kyststrøk.
Korrosjonens kjemi
En karakteristisk egenskap hos metaller er deres evne til å danne positive ioner ved avgi
elektroner: M = M - + e - (Fe = Fe 2+ + 2e - , Al = Al 3+ + 3e - ).
De korrosive reagensene er kjennetegnet ved at de har evne til å ta til seg disse elektronene.
Mest vanlig er i ”daglig” korrosjon er:
- Syre eller surt vannholdig miljø, som dermed danner hydrogengass
2H + + 2e - = H2
- Oksygenholdig tørt miljø, som fører til direkte dannelse av oksider 2M + ½ O2 =
M2O (eks. FeO, Fe2O3, Cr2O3 mm)
- Dannelse av hydroksid i våt korrosjon, O2 + 2H2O = 4OH - , som via etterfølgende
reaksjoner oftest gir andre reaksjonsprodukter (eks. Zn 2+ + 2OH - = Zn(OH)2,
”hvitrust” på galvanisert stål, eks. Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH)3, ved inntørking avgis
vann under dannelse av ”rust”

HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03
Side 2 av 10
Korrosjon av metaller er alltid en redoksreaksjon
Oksidasjon av metall M = M + + e - (avgivelse av elektroner). Dette kalles den anodiske
reaksjonen.
Reduksjon av et reagens, (eks. O2 + 2H2O = 4OH - ), reagenset tar opp elektroner. Dette kalles
den katodiske reaksjonen.
De fleste metallene er kjemisk mest stabile i ioneform, unntaket er de edle metallene gull,
platina mfl., som er mest stabile i sin metalliske form 1 .
Metallmalmen inneholder metallene i sin ioneform og må tilføres energi for å gi frie metaller.
De korrosive reagensene ”inneholder” energi, som avgis under de korrosive reaksjonene. Eks.
oksygen oppstår ved fotosyntese av CO2 ved tilførsel av solenergi.
Resultatet er at bruksmetallene har en ”utrygg” tilværelse, der de naturlige kjemiske
drivkrefter søker å føre dem vekk fra sin frie, metalliske tilstand og tilbake til kjemisk bunden
tilstand.
Korrosjonslærens anliggende er å forklare reaksjonsmekanismer og foreslå tiltak som kan
hindre eller forsinke nedbrytingen, evt. hjelpe til å velge metaller (eller materialer generelt)
med gunstigere egenskaper.
Overflaten.
Korrosjonsreaksjonene foregår på overflaten av metallene. En plankpolert stålflate vil etter en
tid få en brunfarge (”støvrusting”), selv under tørre forhold. Overflaten kan naturligvis
beskyttes med maling ved at oksygen hindres å i komme frem til metallet.
Aluminium er i utgangspunktet mer reaktivt enn stål. Aluminium reagerer øyeblikkelig med
oksygen, 2Al + 1½ O2 = Al2O3, men reaksjonsproduktet dannes uten avskalling og på en slik
måte at det blir tett og gjennomskinnelig. Aluminium vil derfor holde seg blankt over lang tid.
Overtrekket av aluminiumoksid kalles en passivhinne. Man sier at aluminium passiverer.
Rustfritt stål (jern med min. 12% Cr) passiverer også. Det samme gjør titan, som får en av de
mest bestandige passivhinnene 2 . Karbonstål passiverer i vått miljø ved pH-verdier over 12.
Armeringsstål ruster derfor ikke i betongen, som holder en pH-verdi på ca. 12,5.
Passivhinner har dog varierende evne til å gi reell, langvarig beskyttelse fordi drivkreftene i
oksidasjonen fortsatt er tilstede. Metall og oksygen er bare skilt av en tynn hinne. Når metaller
med passivhinne korroderer, skjer det alltid ujevnt (lokalisert korrosjon).
Direkte oksidering av metaller i kontakt med oksygen skjer oftest ved høy temperatur. Dette
kalles tørr korrosjon, og forekommer f.eks. i gassturbiner.
1 Edelmetallene finnes i naturen som frie metaller.
2 I oksygenholdig eller ikke for sterkt reduserende vannholdig miljø. Titan tåler klor, men ikke ozon.

HIN Allmenn Maskin
Side 3 av 10
RA 09.01.03
Det øvrige stoffet vil omhandle våt korrosjon, dvs. metaller som er i kontakt med korrosive
stoffer i vannfase. Vi vil likevel avgrense oss til surt vann (med H + ) og O2-holdig vann, med
eller uten salter. Slik væske har alltid ioner, er elektrisk ledende og kalles elektrolytten.
Elektrokjemiske mekanismer
Med kjennskap til visse grunnleggende mekanismer i elektrokjemien, kan man forstå hvordan
mange korrosjonsformer arter seg og forstå hvordan man kan forebygge korrosjon.
Korrosjon av metaller innebærer alltid utveksling av ladninger. Hastigheten av en
korrosjonsreaksjon kan derfor også utrykkes med ampere pr kvadratmeter. Vi tar
utgangspunkt i Faradays lov
It = nFz, der I er strøm [A], t er tid [s], n er moltall, F er Faradays konstant (96500 As/mol) og z er
ladningstall for metallionet (eks. z = 2 for jern fordi Fe = Fe 2+ + 2e - ).
Ut fra dette kan det utledes en sammenheng mellom korrosjonshastighet (tykkelsesreduksjon
pr tidsenhet) og korrosjonsstrømtetthet, (anodisk strømtetthet):
ds i ⋅M
=
dt z ⋅F ⋅ρ
der M er molar masse og ρ er tetthet.
Cu
2+
1 M Cu
V
Zn
+ -
2+
1 M Zn
Figur 1. Daniell-elementet
Korrosjonsstrømmen kan dog ikke måles direkte da den er
fordelt i små elektrokjemiske celler utover hele
metallstykket som korroderer.
Korrosjonsstrømmen drives av potensialforskjeller som
skyldes energiinnholdet i reaktantene. Potensialet måles i
Volt og er en relativ størrelse, som uttrykker elektronenes
tendens til å forlate metallet (som dermed løses opp) og
inngår i den korrosive reaktanten.
Dette kan sammenlignes med en celle i et batteri, der den
negative polen (anoden = elektroden der det foregår en
oksidasjon) avgir elektroner, mens den positive polen
(katoden = elektroden der det foregår reduksjon). I en
battericelle velges det stoffer som gir best mulig
effektivitet. For å forklare korrosjon og elektrokjemi, må
det benyttes en celle som er enkel og veldefinert.
Figur 1 viser ”Daniell-elementet”. Det består av en sinkstav dyppet i en oppløsning av 1
molar sinksulfat og en kobberstav i en 1 molar kobbersulfatløsning. De to badene er skilt av
en vattpropp, som hindrer sammenblanding, samtidig som ioner kan vandre så det ikke
oppstår ladningsoverskudd.
Væsken er fri for oksygen og andre aktive gasser. I daniellelementet holdes potensialene for
følgende likevekter opp mot hverandre:

HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03
Side 4 av 10
2+ -
Zn [1 M]+2e ! Zn
2+ -
og Cu [1 M]+2e ! Cu
Kobber har sterkere tendens til å ta elektroner enn sink. Kobber er derfor den positive
elektroden. Spenningsforskjellen viser seg å være 1,10 volt. Når kontakten lukkes (cellen
kortsluttet), viser voltmeteret null volt. Samtidig går det en strøm som av henger av
omsetningshastigheten ved elektrodene. Det er ikke likevekt men en nettoreaksjon slik at sink
løses opp og kobber skilles ut.
Hvis kobberelektroden erstattes av
standardhydrogenelektroden, Figur 2, vil voltmeteret vise
minus 0,76 volt. Standardhydrogenelektroden er pr.
definisjon satt til null volt. Det målte potensialet til sink
kalles normalpotensialet 3 . Byttes sinkelektroden ut med
standardhydrogenelektroden, viser voltmeteret pluss 0,34
volt, som er normalpotensialet for kobber. Differansen blir
Pt
H, 2 1 atm.
+
1 M H
Figur 2. Standard
hydrogenelektroden
da naturligvis 1,10 volt:
0,34 V-( − 0,76 V) = 1,10 V
Alle kjemiske likevekter har et sitt karakteristiske
normalpotensial, som betegnes E 0 . I kjemiske tabeller kan
man finne flere normalpotensialer.
Elektrokjemi ved korrosjon
Ved korrosjon av jern (stål) tar vi utgangspunkt i likevekten
2+ -
Fe [1 M]+2e ! Fe, E 0 =−0,447
V
Nå er det ikke 1 M Fe 2+ i løsningen, men en udefinert og mye lavere konsentrasjon 4 .
Potensialet er derfor mye lavere 5 . Jern løses opp og den anodiske reaksjonen er
Fe = Fe 2+ + 2 e - .
Ved korrosjon av jern i oksygenrikt vann er det O2 + 2 H2O = 4OH - som er katodisk reaksjon.
-
Her tar vi utgangspunkt i likevekten O 2(gass) [1 atm]+2H2O ! 4OH [1 M], E 0 =+ 0, 44 V . I
praksis er partialtrykket av oksygen ca 0,2 atm. (20%) og OH - -konsentrasjonen liten (10 -7 ved
pH=7). Potensialet er derfor mye høyere.
Drivkreftene er definitivt tilstede (lavt potensial for jernlikevekt og høye potensial for
oksygenlikevekt). Begge reaksjonene foregår mange plasser på samme elektrode (jernet), slik
at strømkretsene er fullstendig kortsluttet. Måler man potensialet på jernstykket med en
standardhydrogenelektrode, finner man et blandingspotensial av det negative og det positive,
3 Standardnormalpotensielt, dersom temperaturen er 25 °C.
4 Null i det samme jernet dyppes i vann, men ganske raskt omgis jernet av en liten mengde jernioner.
5 Det er sterkere drivkrefter til oppløsning av jern, jfr. le Chatelier’s prinsipp i kjemien.

HIN Allmenn Maskin
Side 5 av 10
RA 09.01.03
en slags ”kortslutningspotensial”. Dette kalles det frie korrosjonspotensialet, og er for
karbonstål i sjøvann på ca -0,44 V 6 .
Vann
Luft 2 O
2+
Fe
-
OH 2
2+
-
e
O
-
e
En nøyere undersøkelse vil vise at de
anodiske og de katodiske reaksjonene
foregår på separate små flekker. Dette
kan illustreres som vis i Figur 3.
I ferskvann er det få ioner, og
ladningstransporten er langsom. I
sjøvann er det salter (NaCl, MgCl
mfl.) som dissosierer 7 og gir en
elektrolytt med bedre ledningsevne.
Ladningsstransporten går mye
raskere, dvs. korrosjonen går raskere i
sjøvann.
jern
De katodiske områdene blir stående
igjen. Noen ganger kan områdene
Figur 3. Korrosjon av jern i vann
skifte polaritet, slik at områder som
var katodiske blir anodiske, og
korroderer. Dette kalles fluktuerende lokalelementer, og forklarer jevn korrosjon er mulig.
Jevn korrosjon av jern er mest vanlig i sur væske.
I oksygenholdig væske, dannes det utfellinger, som gir tildekninger slik at
korrosjonshastigheten begrenses. Jern korroderer raskere i marin atmosfære enn når det
neddykket i sjøvann. Årsaken er sammensatt av følgende fakta: Økende saltholdighet når
vannet fordamper, rustbelegget holder på fuktigheten, men er likevel så oppsprukket at det
blir rikelig tilgang på oksygen.
Oppgaver:
1) Beregn korrosjonsstrømmen når stål korroderer med 1 mm/år
2) Skriv opp formlene for oksider av aluminium, magnesium.
3) Forklar valensforholdene i Fe3O4 (magnetitt).
4) Finn (slå opp) standardnormalpotensialene for magnesium og titan.
5) Lag en tegning tilsv. Figur 3 som viser jern som korroderer i syre.
Fe
Potensialets betydning
Metallene er elektrisk ledende, Dette har stor betydning for deres oppførsel med hensyn til
korrosjon. Hvis potensialet på et metall senkes med tilført strøm, altså tvinges til et nivå som
er lavere enn det naturlige, frie korrosjonspotensialet i vedkommende miljø, vil
korrosjonshastigheten avta. Årsaken er at senket potensial betyr tilførsel av negativ ladning,
dvs. elektroner, og dermed at metallet ”slipper” å bruke av sine egne elektroner (= slipper å gå
6 Praktiske målinger gjøres med mer robuste elektroder, f.eks. mettet sølv-sølvklorid (Ag/AgCl), som ligger
0,214 V høyere enn standardnormalhydrogenelektroden. Det frie korrosjonspotensialet vil da være ca -0,65 V
Ag/AgCl.
7 Dissosierer = spaltes i ioner: NaCl = Na + + Cl - , osv.

HIN Allmenn Maskin
Side 6 av 10
RA 09.01.03
i oppløsning). Elektronene kan vandre i metaller da disse er elektriske ledere. Senkes
potensialet langt nok, vil korrosjonen stoppe helt. Metallet er da blitt immunt.
Motsatt, dersom potensialet økes, vil korrosjonen tilta.
Dersom potensialet heves mye, vil oksygenet binde seg til metallet som en oksidhinne i stedet
for å danne OH - . Oksidhinnen hindrer videre korrosjon, og metallet sies da å være passivert.
Som omtalt over, inntar metallene et korrosjonspotensial når de neddykket i vann. For sjøvann
har karbonstål -0,44 V, sink har -1,3 V og kobber har ca 0 V. Noen metaller har en ve til å
danne en tett oksidhinne uten påtrykt strøm. Disse har da god korrosjonsmotstand i sjøvann
(rustfritt stål, titan mfl.) og inntar naturlig et høyere potensial (18-8 stål har ca +0,30 V, titan
har +0,38 V).
Noen av metallene med passivhinne (oksidhinne), kan under visse forhold komme delvis i
aktiv tilstand. For rustfritt stål kan dette skje som følge av tildekninger eller kombinasjon av
høyt kloridinnhold og høyere temperatur. Korrosjonspotensialet vil da bli mye lavere, og
korrosjonen vil arte seg som groptæringer eller andre former for lokalisert korrosjon, se
senere kapittel.
Galvanisk korrosjon
Dersom ulike metaller kommer i kontakt med hverandre når de er neddykket i vann, vil
potensialet innta en verdi mellom de to metallenes fri korrosjonspotensialer. Korrosjonen vil
avta på det metallet som var mest positivt (og får senket potensialet) og øke på det som var
mest negativt. Samtidig vil det samlede katodearealet øke.
Denne korrosjonsformen kalles galvanisk korrosjon. Det er viktig å unngå slik
sammenkobling av metaller. Når f.eks. en stålbåt skal ha overbygning av aluminium, må det
brukes elektrosk isolerende pakninger. Ellers vil det oppstå galvanisk korrosjon når
sammenføyningen overtrekkes av vannfilm (sjøsprøyt, nedbør).
Som hjelp til å vurdere faren for galvanisk korrosjon, brukes det tabeller som viser metallenes
frie korrosjonspotensial, også kalt metallenes galvaniske spenningsrekke. Den vanligste, som
man finner i tabeller og i læreboka, gjelder for metaller i sjøvann. Det er viktig å merke seg at
denne tabellen kun gjelder for metallene i sjøvann!
Katodisk beskyttelse
Galvanisk ”korrosjon” kan nyttiggjøres ved ”offerandode-prinsippet”. Stål og anoder, begge
neddykket i elektrolytt, kobles sammen slik at det er elektrisk kontakt. Offeranoder består av
sink eller aktivisert aluminium. Stålets potensial senkes (helt eller delvis til immunt) ved at
sinkanodene leverer elektroner, idet de løses opp. Dette kalles katodisk beskyttelse, for stål
utgjør katoden. Katodisk beskyttelse kan også gjøres med påtrykt strøm. Med påtrykt strøm
benyttes en kraftig, nøye regulert transformator med likeretting. Den negative polen kobles til
stålet som skal beskyttes, mens den positive polen kobles til passive anoder (av grafitt eller
titan).

HIN Allmenn Maskin
Side 7 av 10
RA 09.01.03
Katodisk beskyttelse virker kun på de delene som er neddykket i elektrolytt. Marine
konstruksjoner med katodisk beskyttelse (skip, plattformer, ståldeler i kaier) har alltid størst
problemer i plaskesonen.
Oppgaver:
1) Betrakt titans plassering i standardnormal potensialrekka og i den galvaniske
spenningsrekka for sjøvann. Kommenter dette. Kommenter likheter og ulikheter i
metallenes rekkefølge.
2) Foreslå nødløsning dersom man må koble sammen vannførende rør av rustfritt stål og
karbonstål. Rørene har flenser.
3) Tegn en figur som viser ladningstransport og reaksjoner for stål med offeranode.
Benytt samme illustrasjonsmetode som Figur 3.
4) Det har vært forøkt solgt offeranoder til biler. Kommenter dette.
Korrosjonsprodukter
Ved korrosjon av jern (stål) dannes det alltid først 2-verdige ioner, Fe = Fe 2+ + 2e - . De toverdige
jernionene vil i oksygenrikt vann delvis oksideres videre til 3-verdig jern,
Fe 2+ = Fe 3+ + e - .
Den katodiske reaksjonen er fortsatt oksygenomsetning: O2 + 2H2O + 4e - = 4OH - .
Oppslag i løselighetstabell viser at jerhydroksid, Fe(OH)3 er tungtløselig. Dette felles ut
allerede ved pH over 7, og er brunfarget. Da OH - dannes ved den katodiske reaksjonen, vil det
alltid (unntatt i ganske surt vann) felles ut noe Fe(OH)3. Sammen med Fe 2+ -ionene dannes det
over tid blandingsoksid med krystallvann og litt varierende sammensetning, Fe2O3·FeO·nH2O,
som er det vi kaller rust. I lufta er det karbondioksid, CO2. I mye naturlig vann er det
merkbare mengder karbonat, CO3 2- . Det vil derfor som oftest også felles ut noe FeCO3, som
inngår i rusten.
Sink danner også korrosjonsbelegg. Først dannes sinkhydroksid, Zn(OH)2, som er hvitt og
kan være ganske voluminøst (”hvitrust”). Dette er mest markert på galvaniserte produkter som
får kondens. Etter en tid reagerer dette med CO2 i lufta og gir et grått belegg av sinkkarbonat,
ZnCO3, som gir rimelig god beskyttelse mot videre korrosjon forutsatt at miljøet ikke er alt
for korrosivt.
Korrosjonsformer
Jevn korrosjon
I det foregående har vi omtalt jevn korrosjon i Figur 3 og den tilhørende teksten. Ved jevn
korrosjon, avvirkes metallet noenlunde jevnt. Jevn korrosjon forutsetter at det ikke dannes
vesentlig belegg.

HIN Allmenn Maskin
Side 8 av 10
RA 09.01.03
Oksygenkonsentrasjonsceller
O2
K
-
OH
-
e
luft
2+
Fe
A
vanndråpe
-
OH
-
e
stål
Figur 4. Korrosjon under en vanndråpe
K
O2
Korrosjon kan oppstå som følge av
oksygenkonsentrasjonsforskjeller. Områder med
høy oksygenkonsentrasjon vil være katodiske
(ha høyt potensial). Tilfellet kan også
observeres under en vanndråpe, se Figur 4.
Fordi det er mest oksygen ved dråpens
ytterkanter, vil dette bli katodiske områder. Det
anodiske området, der hvor korrosjonsangrepet
starter, vil derfor bli midt i dråpen.
Det samme fenomenet kan observeres ved tildekningskorrosjon og ved vannlinjekorrosjon.
Spaltkorrosjon og groptæring.
Disse korrosjonsformene oppstår primært på metaller som har passivhinne, så som rustfritt
stål og aluminium, når disse eksponeres for oksygen- og kloridholdig vann. Spalt korrosjon
oppstår i trange spalter, der oksygenet kan brukes opp.
Forklaringen kan formuleres som følger for rustfritt stål:
1) En langsom omsetning av oksygen vil bruke opp oksygenet i spalten. Dette fornyes i
liten grad pga. vanskelig tilkomst.
2) Det blir ganske langsomt en anrikning av Fe 2+ -ioner i spalten, som etter hvert blir
anodisk fordi oksygenet er brukt opp.
3) Oksygenomsetningen går videre på rørveggene. Elektronene skaffes fra det anodiske
området i spalten.
4) Overskuddet av positive ladninger i spalten vil tiltrekke seg negative ioner. OH - og Cl -
ioner vil vandre inn mot spalten, samtidig som Fe 2+ -ioner søker ut. Nå viser det seg at
Cl - ionene er langt de raskeste, og nøytraliserer ladningen til Fe 2+ -ionene, så de ikke
søker ut.
5) Konsentrasjonen av Fe 2+ -ioner øker i spalten. Når denne blir høy, hydratiseres de:
Fe 2+ + 6H2O = Fe(H2O)6
6) Jernheksahydratet er en syre
2+ + +
Fe(H2O) 6 ! Fe(H2O) 5OH
+H
7) De eneste negative ionene i spalten er kloridioner. I spalten er det altså både H + og Cl - ,
dvs. saltsyre. I trange spalter kan pH-verdien komme under 1. Under disse forholdene
er det ingen passivhinne på det rustfrie stålet, som korroderer kraftig, og uten
beleggdannelse. Prosessen er selvforsterkende fordi oksygenomsetningen går videre
på et stort areal på rørveggene og forbruker elektroner fra jernoppløsningen i spalten.
Flensen blir underminert og mister sin tetting. Skaden oppdages kun ved å åpne
flenskoblingen eller ved at det blir lekkasje.

HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03
Side 9 av 10
rør
flenser
spalt
O2
-
OH -
OH -
OH
-
OH
-
Cl
O2
-
OH
Figur 5. Spaltkorrosjon
-
Cl
Figur 6. Spaltkorrosjon på flens av rustfritt stål
-
Cl +
H
Det fremgår av forklaringen at
spaltkorrosjon tar litt tid for å
utvikle seg. Men når den først er
i gang, går den videre
utviklingen meget raskt. Se
Figur 6.
Groptæring (pitting) er en
tilsvarende korrosjonsform, som
oppstår i groper med trang
åpning. Slike groper oppstår
spontant i visse miljø på rustfritt
stål og aluminium når
temperaturen overstiger en
kritisk verdi. Groptæringer er
velkjent fra aluminiumsgryter.
Tildekninger på overflatene vil
fremme groptæringer.
Spenningskorrosjon
Mekaniske strekkspenninger kan i visse miljø forårsake endrede elektrokjemiske forhold. Pga.
kornstrukturen blir det alltid små spenningskonsentrasjoner i metaller. Hvis dette gir
galvaniske effekter, vil denne effekten forsterke seg i en sprekk som vokser ut fra startstedet.
-
e
2+
Fe
2+
Fe
-
e
Fe(H O) OH
2 5
2+
Fe(H2O) 6
+

HIN Allmenn Maskin RA 09.01.03
Side 10 av 10
Figur 7. Klorid spenningskorrosjon
Det er to prinsipielt forskjellige
typer spenningskorrosjon.
I den ene blir sprekkspissen
katodisk med hydrogenutvikling
som følge. Denne
spenningskorrosjonsformen finner
man på stål av en viss fasthet i våte
miljøer når pH-verdien er under 7-
8. Hydrogen fører til at stål med en
viss fasthet blir sprøtt. Bruddet kan
komme nok så plutselig. Stoffer
som H2S kan øke problemet
betydelig (f.eks. i oljeutvinning).
I den andre formen for spenningskorrosjon blir sprekkspissen anodisk, og metallet løses opp i
sprekkspissen. Denne spenningskorrosjonsformen utvikler seg langsomt, men ubønnhørlig. Vi
finner korrosjonsformen f.eks. på kobbermaterialer i ammoniakkholdig miljø. Videre er den
velkjent på austenittisk rustfritt stål i kloridholdig miljø når temperaturen overstiger 50-60 °C.
Se Figur 7.