Inleiding Corrosie Materiaalkunde.

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

1 Inleiding Corrosie Materiaalkunde

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 Inleiding Opmerkingen: Gevolgen van corrosie
‘Roest’ = corrosie van Fe-legeringen Niet noodzakelijk reactie met O2 Gevolgen van corrosie Kosten: 5% van BNP 20% van elektronische storingen Vermindering natuurlijke reserves Schade aan leefmilieu Ongevallen en ontploffingen

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

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

7 Basistheorie Corrosie in waterig milieu = elektrochemisch fenomeen
 reactie met overdracht van elektronen! Illustratie: Zn in verdund HCl H2-ontwikkeling 2 H+ + 2 e  H2 Oplossen van Zn Zn  Zn e Zn + 2 HCl  Zn2+ + H2 + 2 Cl-

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

9 Basistheorie 1. Anode metaal dat corrodeert
neemt daarbij elektronen op metaalionen gaan in oplossing anodereactie = oxidatiereactie Algemeen: M  Mn+ + n e Fe  Fe e Zn  Zn e Al  Al3+ + 3e

10 Basistheorie 2. Kathode locatie waar component uit milieu wordt gereduceerd geeft daarbij elektronen af aan component in oplossing wordt niet aangetast! kathodereactie = reductiereactie Verschillende reacties mogelijk ngl. milieu reductie van opgelost O2 reductie van H+ (zure oplossingen) reductie van metaalion in oplossing O2 + 2 H2O + 4 e  4 OH- (neutraal basisch) O2 + 4 H+ + 4 e  2 H2O (zuur) 2 H+ + 2 e  H2 Sn e  Sn2+

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

12 Totale corrosiereactie
Totale reactie = anodereactie + kathodereactie (aantal elektronen balanceren!) Voorbeeld: corrosie van staal in (belucht) water anode Fe  Fe2+ + 2e kathode O2 + 2 H2O + 4 e  4 OH- 2 Fe + 2 H2O + O2  2 Fe OH-  2 Fe(OH)2

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

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

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

16 Nernstvergelijking Elektrochemische reactie (Pourbaixnotatie):
ua A + ub B z e - ua’ A’ - ub’ B’ = 0 Bij 25 °C en met activiteitscoëfficiënten = 1

17 Theoretische potentiaalreeks
Standaardpotentiaalreeks 25 °C (Mn+) = 1M EAg+/Ag = 0,800 V (Ag+) = 1 M = 0,800 V – 0,059 V (Ag+) = 10-1 M = 0,800 V – 2 x 0,059 V (Ag+) = 10-2 M

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

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

20 Oppervlakte-effect bij galvanische corrosie

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

23 Gebruik van galvanische corrosie
Kathodische bescherming met opofferanode

24 Kathodische bescherming
Zn beschermt bronzen schroef op RVS schacht

25 Opmerking Galvanische reeks zegt niets over corrosieweerstand van metaal apart! Al  Al2O3 Zn  ZnCO3 vormen beschermlagen

26 O2-concentratiecellen
O2 + 2 H2O + 4 e  4 OH-

27 Corrosiecontrole van constructiestaal