De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

De presentatie wordt gedownload. Even geduld aub

GHENT UNIVERSITY Inleiding Corrosie Materiaalkunde.

Verwante presentaties


Presentatie over: "GHENT UNIVERSITY Inleiding Corrosie Materiaalkunde."— Transcript van de presentatie:

1 GHENT UNIVERSITY Inleiding Corrosie Materiaalkunde

2 GHENT UNIVERSITY 2 Inleiding Corrosie = degradatie van metalen door reactie met atmosfeer Natuurlijk fenomeen! Fundamentele oorzaak: metalen (meestal) niet in thermodynamisch evenwicht met omgeving  omzetting tot stabiele verbindingen oxides, hydroxides, sulfaten,...

3 GHENT UNIVERSITY 3 Inleiding Opmerkingen: –‘Roest’ = corrosie van Fe-legeringen –Niet noodzakelijk reactie met O 2 Gevolgen van corrosie –Kosten: 5% van BNP –20% van elektronische storingen –Vermindering natuurlijke reserves –Schade aan leefmilieu –Ongevallen en ontploffingen

4 GHENT UNIVERSITY 4 Inleiding Corrosie en –weerstand bepaald door: –Metaal: samenstelling, structuur, heterogeniteiten, spanningen –Omgeving: samenstelling, concentratie reactieve stoffen, P, T, snelheid van beweging –Interface metaal/omgeving: kinetiek van oxidatie en oplossen, aard van corrosieprodukten, groei van oppervlakfilm

5 GHENT UNIVERSITY 5 Inleiding Corrosiecontrole –Vorm, omvang noch snelheid mogen schadelijk zijn voor metaal als constructiemateriaal –Corrosiereactie mag geen gevolgen hebben voor omgeving

6 GHENT UNIVERSITY 6 Basistheorie Corrosievormen onderverdeeld in 2 groepen: –Elektrochemische corrosie uitgaande van metallurgische of omgevingscellen –Corrosief-mechanische interacties synergie mechanische spanning en corrosief milieu

7 GHENT UNIVERSITY 7 Basistheorie Corrosie in waterig milieu = elektrochemisch fenomeen  reactie met overdracht van elektronen! Illustratie: Zn in verdund HCl o H 2 -ontwikkeling2 H e  H 2 o Oplossen van ZnZn  Zn e Zn + 2 HCl  Zn 2+ + H Cl -

8 GHENT UNIVERSITY 8 Basistheorie KATHODE reductie ANODE oxidatie Elektrolyt (ioniaire geleiding) Elektrische geleider e 4 vereisten voor corrosiecel

9 GHENT UNIVERSITY 9 Basistheorie 1. Anode o metaal dat corrodeert o neemt daarbij elektronen op o metaalionen gaan in oplossing o anodereactie = oxidatiereactie Fe  Fe e Zn  Zn e Al  Al e Algemeen: M  M n+ + n e

10 GHENT UNIVERSITY 10 Basistheorie 2. Kathode o locatie waar component uit milieu wordt gereduceerd o geeft daarbij elektronen af aan component in oplossing o wordt niet aangetast! o kathodereactie = reductiereactie Verschillende reacties mogelijk ngl. milieu  reductie van opgelost O 2  reductie van H + (zure oplossingen)  reductie van metaalion in oplossing 2 H e  H 2 Sn e  Sn 2+ O H 2 O + 4 e  4 OH - (neutraal + basisch) O H e  2 H 2 O(zuur)

11 GHENT UNIVERSITY 11 Basistheorie 3. Elektronische geleider o brengt elektronen van anode naar kathode o meestal corroderende metaal zelf 4. Ionische geleider o elektrolyt (bv. waterige oplossing) in contact met anode en kathode o sluit de stroomkring door ionische geleiding

12 GHENT UNIVERSITY 12 Totale corrosiereactie Totale reactie = anodereactie + kathodereactie (aantal elektronen balanceren!) Voorbeeld: corrosie van staal in (belucht) water o anodeFe  Fe e o kathodeO H 2 O + 4 e  4 OH - 2 Fe + 2 H 2 O + O 2  2 Fe OH -  2 Fe(OH) 2

13 GHENT UNIVERSITY 13 Celpotentiaal Drijvende kracht voor reactie = potentiaalverschil kathode – anode (V) # uitgewisselde elektronen in reactie Faraday = C / mol vrije enthalpie totale corrosiereactie (J / mol)

14 GHENT UNIVERSITY 14 Potentialen Elektrochemische cel  potentiaalverschil kathode - anode Halfcelpotentiaal Meten t.o.v. referentie-elektrode Berekenen via Nernst

15 GHENT UNIVERSITY 15 Referentie-elektrodes standaardwaterstofelektrode (SHE): 0 V standaardwaterstofelektrode (SHE): 0 V praktische elektrodes praktische elektrodes Ag / AgCl Verzadigde kalomel (SCE)

16 GHENT UNIVERSITY 16 Nernstvergelijking Elektrochemische reactie (Pourbaixnotatie):  a  A +  b  B z e -  a’  A’ -  b’  B’ -... = 0 Elektrochemische reactie (Pourbaixnotatie):  a  A +  b  B z e -  a’  A’ -  b’  B’ -... = 0 Bij 25 °C en met activiteitscoëfficiënten = 1 Bij 25 °C en met activiteitscoëfficiënten = 1

17 GHENT UNIVERSITY 17 Theoretische potentiaalreeks E Ag+/Ag = 0,800 V(Ag + ) = 1 M = 0,800 V – 0,059 V(Ag + ) = M = 0,800 V – 2 x 0,059 V (Ag + ) = M E Ag+/Ag = 0,800 V(Ag + ) = 1 M = 0,800 V – 0,059 V(Ag + ) = M = 0,800 V – 2 x 0,059 V (Ag + ) = M Standaardpotentiaalreeks 25 °C(M n+ ) = 1M Standaardpotentiaalreeks

18 GHENT UNIVERSITY 18 Galvanische corrosie aluminium velg gechromeerde spaak Verbinden van 2  metalen

19 GHENT UNIVERSITY 19 Praktische potentiaalreeks Galvanische reeks in zeewater Galvanische reeks in zeewater RVS schroef Stalen afdichting met Cd deklaag

20 GHENT UNIVERSITY 20 Oppervlakte-effect bij galvanische corrosie

21 GHENT UNIVERSITY 21 Galvanische corrosie: voorbeelden Macro-elementen Cu-platen verbonden met stalen klinknagels Micro-elementen of lokaalelementen – Cu-deeltjes in Zn dakgoot – verschillende fasen in metaal zelf! – ijzeroxide op gewalste staalplaat

22 GHENT UNIVERSITY 22 Galvanische corrosie: hoe vermijden? Geen  metalen gebruiken  metalen isoleren van elkaar Verflagen –Zeker kathode! –Best kathode + anode

23 GHENT UNIVERSITY 23 Gebruik van galvanische corrosie Kathodische bescherming met opofferanode Kathodische bescherming met opofferanode

24 GHENT UNIVERSITY 24 Kathodische bescherming Zn beschermt bronzen schroef op RVS schacht

25 GHENT UNIVERSITY 25 Opmerking Galvanische reeks zegt niets over corrosieweerstand van metaal apart! – –Al  Al 2 O 3 – –Zn  ZnCO 3 vormen beschermlagen

26 GHENT UNIVERSITY 26 O 2 -concentratiecellen O H 2 O + 4 e  4 OH -

27 GHENT UNIVERSITY 27 Corrosiecontrole van constructiestaal


Download ppt "GHENT UNIVERSITY Inleiding Corrosie Materiaalkunde."

Verwante presentaties


Ads door Google