Anodisering och färgning av aluminium

Tillhör kategori: elektrokemi, redox, urval reviderat experiment

Författare: Svante Åberg   Medverkande: Annika Jonsson, Anders Särngren

Introduktion Riktlinjer Säkerhet Materiel Förarbete Utförande Förklaring Kemisk bakgrund Fördjupning Litteratur Fler experiment

Frätande Irriterande Använd skyddsglasögon 

Tid för förberedelse: 20 minuter

Tid för genomförande: 60 minuter

Antal tillfällen: 1

Säkerhetsfaktor: Utföres med normal varsamhet

Svårighetsgrad: Kräver viss labvana

Introduktion

Aluminium är en metall som tillsammans med luftens syre bildar ett oxidskikt, som förhindrar korrosion. Denna egenskap, samt att det är en lätt metall gör den väldigt användbar. Den används både i cocacola-burkar och i flygplan.

Genom en elektrokemisk metod, anodisering (= eloxering), kan man förstärka ytan, förbättra korrosionsskyddet och göra metallen elektriskt isolerande. Dessutom kan man färga den i olika färger. Det gör den ännu mera användbar!

Riktlinjer

Försöket lämpar sig bäst för gymnasiet (som elevförsök) eller i åk 9 som demonstration.

Säkerhet

I försöket används syror och baser som kräver stor försiktighet vid hanteringen. Försöket bör utföras i en väl ventilerad lokal eller vid ett öppet fönster. Undvik att andas in ångorna från elektrolysen.

Avfallet kan slängas ut i vasken, men skölj noga med mycket vatten.

Materiel

Förarbete

Se till att det finns gott om is, för att kyla elektrolysen.

Blanda lösningar.

Utförande

Moment 1: Betning av aluminiumbiten

  1. Klipp till en bit aluminium, ca 1×3 cm.
  2. Stoppa ner den i NaOH, 2 M och låt den ligga några minuter så det blir en kraftig gasutveckling.
  3. Skölj den i kallt vatten. (För att porerna inte ska förseglas innan den är färgad).
  4. Doppa den i HNO3, 2 M. Skölj sedan med vatten.

Moment 2: Anodisering

  1. Häll upp svavelsyra, 2 M, till ca 2 cm i en 250 ml bägare. Ställ bägaren kallt, med isvatten runt om.
  2. Anslut blyelektroden till spänningskubens negativa pol och aluminiumbiten till den positiva polen.
  3. Sänk ner elektroderna i syran. OBS! Krokodilklämman får inte nå ner i syran!
  4. Ställ in spänningen på ca 15 V, eller reglera spänningen så att det endast sker en svag gasutveckling vid anoden.
  5. Kontrollera så att temperaturen på elektrolyten inte överstiger 25 °C eller understiger 18 °C.
  6. Låt elektrolysen pågå i ca 10 minuter. Avbryt och lyft upp aluminiumbiten.
  7. Skölj den i vatten.
  8. Undersök aluminiumbitens hårdhet, skrapa lite och jämför med biten som inte varit under ytan (i elektrolysbadet).
  9. Undersök även ledningsförmågan med en doppelektrod. Dvs. har den blivit riktigt anodiserad ska den inte leda ström. Detta är viktigt för att gå vidare med nästa moment: färgningen. Leder den fortfarande ström bör man fortsätta elektrolysen ett tag till.
Uppkoppling för att anodisera aluminium
Bild: © Svante Åberg

Med en strömkub är det lätt att kontrollera spänningen.
Foto: © Annika Jonsson

Moment 3: Färgning

Som pigment kan användas t.ex. röd karamellfärg. Lösningen bör vara koncentrerad. Blanda med vatten ungefär 1:1.

Metylorange ger en brandgul färg. Lös ca 1 tsk i 50 ml vatten. Blandat med metylenblått blir det en grön färg.

Färga så här:

  1. Värm upp färgbadet till ca 50 °C, lägg i aluminiumbiten.
  2. Låt färgbadet sakta värmas till ca 90 °C. Låt biten ligga i den heta lösningen ca 5 minuter. Ta upp den och skölj i vatten.
Anodiserade aluminiumbitar som färgats i experimentet
Bild: © Annika Jonsson

Variation

Genom att använda aluminiumtrådar (eller titantrådar) kan man doppa ner hela aluminiumbiten i elektrolysbadet. Tänk på att tråden också blir anodiserad, dvs. den leder inte ström efter processen. Vill man upprepa försöket får man ta en ny aluminiumtråd eller beta tråden med NaOH och HNO3.

Förklaring

Försöket börjar med att man betar aluminiumbiten. Det innebär att det gamla oxidskiktet försvinner och ytan blir matt. I elektrolysen är aluminium anod och bly katod. Som elektrolyt används svavelsyra. Aluminium reagerar med vatten och bildar ett oxidskikt, Al2O3. Ibland utvecklas syrgas vid anoden, men det reagerar också med aluminiumet till aluminiumoxid. Vid katoden utvecklas vätgas.

Efter anodiseringen har aluminium fått en hårdare yta, ett ökat korrosionsskydd och blivit elektriskt isolerande. Oxidskiktet är direkt efter anodiseringen poröst och kan då lätt färgas. Färgen tränger in i porerna. Sedan måste porerna "förseglas" (teknisk term: eftertätas) i hett vatten.

Kemisk bakgrund

Vy för utskrift av kemisk bakgrund och fördjupning

GDC: Energi

Aluminium är en oädel metall och borde därför lätt reagera med luftens syre. Oxidationen av aluminium är starkt exoterm, dvs. avger mycket värmeenergi. Eftersom minskning av energiinnehållet är en stark drivkraft för kemiska reaktioner, så borde den ske.

Oxidationen av aluminium sker faktiskt lätt, men bara en kort stund. Anledningen är att det oxidskikt som bildas på ytan är mycket tätt och hindrar vidare kontakt mellan aluminiummetallen och syrgasen i luften. Reaktionen stannar därför av nästan helt. Oxidhinnan bildar en barriär som inte bara är fysisk, utan även en energibarriär. Det krävs energi för att syremolekylerna ska tränga igenom oxidskiktet.

Genom att nytta en yttre energikälla, som i det här fallet är en elektrisk strömkälla, så kan man tillföra den energi som krävs för att driva oxidationen vidare, trots den täta oxidhinnan. Det är väldigt praktiskt att kunna reglera den kemiska reaktionen genom att bara vrida på en knapp för att ställa in strömstyrkan (eller spänningen).

GDC: Partikeltänkande

Reaktionen som drivs på av strömkällan är en elektrokemisk reaktion. Det innebär att de elektroner som avges (oxidation), respektive tas (reduktion) upp i redoxreaktionen går via en yttre strömkälla. Elektronerna är de partiklar som förmedlar oxidation med reduktion.

Ibland kan elektroden själv delta i redoxreaktionen. Så är fallet med anodiseringen av aluminium. Här är aluminiumbiten anod. Anoden är kopplad till strömkällans positiva pol. Elektroner vandrar från aluminiumet och lämnar efter sig positivt laddade aluminiumjoner på metallens yta. Men så snart aluminiumjonerna släpper från metallen möter de vattenmolekyler som lyckats ta sig igenom oxidskiktet och reagerar med dem till aluminiumoxid. Det innebär att skiktet med aluminiumoxid byggs på.

Katoden i detta experiment är en blyelektrod nedstoppad i den elektriskt ledande lösningen av svavelsyra som även aluminiumbiten är nedsänkt i. Blyelektroden är kopplad till strömkällans negativa pol och lämnar ifrån sig elektroner till ämnen i lösningen. Mest sannolikt är det vätejoner som reagerar eftersom sådana lätt reduceras till vätgas det finns gott om vätejoner i den sura lösningen.

Den elektriska spänningen fortplantar sig genom den elektriskt ledande jonlösningen med hjälp av jonerna som är lättrörliga. Det stora ligger därför över oxidskiktet på aluminiumets yta. Det är detta potentialfall som driver bildningen av oxid.

Anodiserat aluminium

I ren form är aluminium korrosionsbeständig p.g.a. sitt oxidskikt. Men i legeringar, där bl.a. magnesium ingår är inte motståndet mot korrosion lika bra. Därför är anodisering en bra metod för att förstärka korrosionsskyddet. Den täta, hårda ytan kan inte flagna och skyddar bra mot korrosion och nötning. Den är beständig mot kemiska ämnen inom pH-området 5-8. Värmeledningsförmågan är 1/10 jämfört med ren aluminium, dessutom har ytan blivit elektriskt isolerande. Oxidskiktet (Al2O3) är innan tätning poröst och lätt att färga i många olika kulörer. Metallen har i denna form en lång livslängd.

Anodiserade och färgade karbinhakar
Foto: © Annika Jonsson

Anodiseringen ger aluminium mycket goda egenskaper. Den anodiserade ytan är ofarlig och används både inom livsmedelsindustrin och medicinteknik. Den ger inte heller upphov till allergier.

Anodiseringsprocessen

Anodisering är ett sätt att öka oxidskiktet på elektrolytisk väg. Som anod används aluminiumbiten och som katod en blyelektrod. Svavelsyra används som elektrolyt.

Anodreaktion: 2 Al + 3 H2O Al2O3 + 6 H+ + 6 e-
Katodreaktion: 6 H+ + 6 e- 3 H2(g)
Totalreaktion: 2 Al + 3 H2O Al2O3 + 3 H2(g)

Oxidskiktets tjocklek blir 5 - 25 mikrometer (mikrometer = 10-6 µm). Om elektrolysen pågår för länge "äts" oxidskiktet upp av svavelsyran. Oxidskiktet har en finporig struktur och kan lätt binda till sig färgämnen, både organiska och oorganiska. Efter färgning måste porerna förslutas i hett vatten, s.k. tätning eller "sealing".

Fördjupning

Aluminium

Allmänt och historia

Grundämne Massprocent
Syre (O) 49,4 %
Kisel (Si) 16,3 %
Aluminium (Al) 7,5 %
Järn (Fe) 4,7 %

Aluminium är den vanligaste metallen i jordskorpan, och det tredje vanligaste grundämnet. Trots att metallen är vanlig har man inte använt den så länge. Järn, som är mindre vanlig har ju använts sedan forntiden.

Först 1825 lyckades dansken Örsted renframställa aluminium. Det var länge en dyr och exklusiv metall. Mot slutet av 1800-talet började man framställa aluminium elektrokemiskt (på liknande sätt som idag), och så småningom blev aluminium en användbar vardagsmetall. Metoden är dock mycket energikrävande, varför man bör återvinna aluminiummetall av miljöskäl. Aluminium framställs ur ett aluminiummineral, bauxit, som fått namn efter Les Baux i södra Frankrike. Bauxiten består av AlO(OH).

Egenskaper

Aluminium är en mycket användbar metall, den har låg densitet, den är mjuk och lätt att forma. Den har hög elektrisk ledningsförmåga och den kan lödas och svetsas. För att öka hållfastheten legeras den ofta med små mängder av andra metaller, t.ex. mangan, zink eller magnesium. Aluminium är dessutom beständig mot korrosion. Syret i luften bildar ett oxidskikt på metallytan. Det är 1·10-8 m tjockt, men är så tätt att det skyddar bra mot korrosion.

Användning

De goda egenskaperna gör aluminium mycket användbar.

Mijöaspekter

Aluminium är en metall som kräver stora energimängder för att framställas. Men energiåtgången vid återanvändning (omsmältning) är betydligt mindre, bara 5 % av det totala energibehovet för processen. Aluminium har många bra egenskaper som gör den användbar och hållbar. Dessutom är den lätt, vilket ger energivinster t.ex. vid konstruktioner och transporter. Anodisering av aluminium ger ytterligare fördelar som ökar användningsområdet och livslängden. T.ex ett ökat korrosionsskydd, bättre motstånd mot slitage, ett attraktivt utseende.

Jämfört med andra ytbehandlingsmetoder har anodisering mindre miljöpåverkan, under förutsättning att spillvatten från processen och färgningen tas om hand och renas. En anodiserad aluminiumbit som blir liggande i naturen har inte någon påverkan på omgivningen. Om insamling och omsmältning av aluminium fungerar bra, så är anodiserad aluminium ett material som är både miljövänligt och resursbevarande.

Framställning av aluminium

Bauxitmineralet AlO(OH) överförs till aluminiumoxid Al2O3,(smältpunkt 2050 °C). Aluminiumoxiden löses i en smälta av kryolit, Na3AlF6. Där sker en smältelektrolys med kolstavar som anod och ugnsbotten som katod (även den av kol).

vid katoden (reduktion): Al3+ + 3 e- Al
vid anoden (oxidation): 2 O2- + C(s) CO2(g) + 4 e-
Totalreaktion: 2 Al2O3 4Al + CO2

Genom denna elektrolys får man en aluminiumhalt på 99,5 %.

Framställning av alumiunium genom elektrolys i Hall-Héroult-processen
Bild: © Svante Åberg

Processen är mycket energikrävande och för att framställa ett kg aluminium behövs 14 kWh elenergi. I Sverige produceras aluminium enbart i Sundsvall, och den industrin använder elenergi motsvarande 1,2 % av Sveriges elkonsumtion.

Eftersom aluminium är en så lätt metall gör man stora energivinster genom att använda den, jämfört med andra tyngre metaller, t.ex. järn. Dessutom är den mycket lätt att återanvända. För omsmältning krävs bara 5 % av den energi som behövs till framställningen. Det är därför viktigt att insamlingen av t.ex. burkar fungerar bra.

Redoxreaktion

Redoxreaktioner kan delas upp i delreaktionerna oxidation och reduktion.

Oxidation

Med oxidation menar man reaktioner där elektroner avges. Vid en oxidationsreaktion avges energi i de flesta fallen. Flera metaller kan reagera vid rumstemperatur med luftens syre till oxider. Exempel på detta är järn som oxideras av luftens syre och bildar då rost. Oxidationssteget är
Fe → Fe2+ + 2 e

Reduktion

Motsatsen till oxidation är reduktion. Reduktion innebär att elektroner tas upp. Exempel på en reduktion är när syreatomerna tar upp de elektroner som järnet avger när det rostar. Syreatomerna bildar negativa joner. Man säger då att syret har reducerats

O + 2e → O2–

Reduktion och oxidation sker samtidigt

Elektroner kan inte förkomma fria, de kan bara överföras från ett ämne till ett annat. När en reduktion sker, sker samtidigt en oxidation eftersom lika stort antal elektroner avges och tas upp. Vi kallar detta redoxreaktion. I exemplet med oxidation av järn och reduktion av syre balanseras de två delreaktionerna så att lika måna elektroner tas emot som de som avges och man får totalreaktionen

Fe + O → Fe2+ + O2–

Om vi tar hänsyn till att syrgas förekommer som molekyler och att järnjonerna och syrejonerna bildar föreningen FeO och dessutom anger aggregationsformen, så kan vi snygga till reaktionsformeln för totalreaktionen till

2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s)

Elektrokemisk redoxreaktion

Redoxreaktioner via direktkontakt eller förmedlade av elektroder

I en vanlig redoxreaktion så hoppar elektronerna över direkt från det ena ämnet till det andra. Det kan bara ske i det ögonblick molekylerna eller atomerna kolliderar med varandra. Det innebär att oxidation och reduktion sker på samma plats.

Men genom att använda sig av elektriska ledare kan vi få elektronerna att ta en omväg så att den elektron som avgivits av en partikel levereras på en annan plats. Denna typ av konstruktion möjliggör elektrokemiska redoxreaktioner.

Elektrokemisk reaktion möjliggör separation av oxidation och reduktion

Elektrokemiska reaktioner bygger på en konstruktion med elektroder och en jonlösning (elektrolyt). Dessutom finns en yttre krets med en elektrisk ledare. I elektriska batterier eller i uppställningar för elektrolys är denna uppbyggnad lätt att se. Men samma princip gäller vid bland annat elektrokemisk korrosion där en punkt på t.ex. järn rostar (anoden) och en annan punkt reagerar med luftens syre (katod). Däremellan fungerar järnet som elektrisk ledare.

I den elektrokemiska redoxreaktionen sker elektronöverföringen via en elektrisk ledare så att avgivande och upptagande av elektroner sker på olika platser. Uppställningen för den elektrokemiska reaktionen innehåller elektroder. Anoden är den elektrod som tar upp elektroner från ämnet som är i kontakt med elektroden, dvs. ämnet oxideras vid anoden. Katoden är den elektrod som levererar elektroner till ämnet vid elektroden, dvs. det ämne som reduceras.

Ibland kan elektroden själv delta i redoxreaktionen. Så är ofta fallet om en metallelektrod används som anod. Anodmaterialet oxideras då till metalljoner som går i lösning. Exempel är en kopparanod:

Anodreaktion: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e

mer material på avancerad nivå kommer

Elektrokemisk cell

Oxidation och reduktion sker samtidigt så att lika många elektroner avges och tas upp. Elektroner kan nämligen inge anhopas någonstans.

Elektrokemisk cell
Laddningstransporten i en elektrokemisk cell
Bild: © Svante Åberg

I elektrokemiska celler sker oxidationen och reduktionen i varsin halvcell. En halvcell består av en elektrod av ett fast material som är i kontakt med en lösning, oftast vattenlösning. Elektronöverföringen sker mellan elektroden och lösningen. Tillsammans bildar de två halvcellerna den elektrokemiska cellen där reduktionen sker vid katoden i den ena halvcellen och oxidationen vid anoden i den andra halvcellen.

Dessutom behövs en elektrisk ledare för transport av elektroner mellan elektroderna och en saltbrygga för jonledning mellan lösningarna. Det ger en sluten strömkrets.

För att det hela ska fungera måste elektroner som tas upp i anoden transporteras till katoden där elektroner avges. Elektroner kan nämligen inte anhopas på ett ställe. De kan inte skvalpa omkring fritt i metallen, utan binder alltid till varsin atom. Det är alltså ett fixt antal platser där elektroner kan hålla till.

Elektrontransporten måste å andra sidan kompenseras av att joner transporteras på ett sådant sätt att laddningarna utjämnas. Negativa joner vandrar mot anoden och kallas därför anjoner. Positiva joner vandrar mot katoden och kallas katjoner. Saltbryggan mellan halvcellerna möjliggör denna jonvandring.

mer om elektrokemiska celler på avancerad nivå kommer

Elektrolysceller

Energin bakom reaktionerna i en elektrolyscell hämtas från en yttre strömkälla som kopplas till elektroderna. Den positiva polen blir anod där oxidationen sker. Den negativa polen blir katod där reduktionen sker. En hjälp för minnet är PANK (Positiv Anod, Negativ Katod), men observera att minnesregeln bara gäller för elektrolys, inte för andra elektrokemiska celler.

Elektrolyscell
En elektrolyscell drivs av en yttre strömkälla som kopplas till elektroderna.
Bild: © Svante Åberg

I elektrolysen sker elektrokemiska reaktioner, dvs. reaktioner där elektroner avges (oxidation) och tas upp (reduktion). Det som kan reagera är själva elektrodmaterialet och/eller ämnen som finns i elektrolyten.

Alternativa reaktioner vid elektrolys

Om anoden är en metallelektrod finns möjligheten att den oxideras och metallen bildar joner som går i lösning. Om elektrodmaterialet är grafit, en form av kol, så brukar den vara inert och varken oxideras eller reduceras under normala förhållanden.

Elektrolyten är den vattenlösning som innehåller diverse lösta ämnen. I elektrolyten kan vatten reagera både genom att oxideras och reduceras. Vätejoner kan reduceras och hydroxidjoner kan oxideras. Löst syrgas kan reduceras. Metalljoner i lösningen kan reduceras.

När det finns flera alternativa reaktioner är det den reaktion som har lättast att ske som faktiskt sker.

Vid anoden är det ämnet som har lättast att avge elektroner som reagerar. Om till exempel elektrodmaterialet är en oädel metall såsom zink, så är chansen stor att Zn övergår till Zn2+ samtidigt som 2 elektroner avges. Om elektrodmaterialet är grafit så är det troligare att t.ex. kloridjoner i lösningen övergår till klorgas eller att vatten oxideras till vätejoner.

Vid katoden är det ingen risk att elektroden reagerar om den är gjord av metall eftersom metall redan är i reducerad form. Men det kan finnas metalljoner i lösningen som reduceras till metall som grundämne. Det förutsätter att det handlar om en ganska ädel metall. Till exempel reduceras Cu2+ lätt till Cu(s) som faller ut på katoden. Men om det handlar om natriumjoner, så bildas inte natriummetall eftersom natrium är så oädel.

Vätejoner i lösningen reduceras lätt till vätgas. Redoxjämvikten mellan vätejoner och vätgas används som nollpunkt på den elektrokemiska potentialskalan. Redoxpotentialen anger jämviktsläget för jämvikten mellan metall och motsvarande metalljon. Metaller med redoxpotential över noll anses vara ädla och metalljonen reduceras lättare till metall än vätejonen till vätgas. Om redoxpotentialen ligger på negativa sidan är det vätejonerna som lättare reduceras till vätgas än metalljonen till metall.

En alternativ elektrolyt som inte är en vattenlösning är en saltsmälta. Eftersom salter har mycket hög smältpunkt så är sådana elektrolyser ovanliga. Men aluminiumframställning är exempel på elektrolys i en saltsmälta.

Man kan också tänka sig andra lösningsmedel än vatten för elektrolyten. Exempel på sådan lösningsmedel är metanol, dimetylformamid (DMF) och acetonitril (AN).

Korrosion av aluminium

Aluminium är en mycket oädel metall, men samtidigt korrosionsbeständig. Det låter som en motsägelse.

Att metallen verkligen är reaktiv kan man se om aluminiumpulver blandas med vatten. Aluminiumet reagerar med vattnet under bildning av aluminiumhydroxid och vätgas. Reaktionen är starkt exoterm, dvs. den sker under stark värmeutveckling:
Al(s) + 3 H2O(l) → Al(OH)3 + 3 H2(g)

En sak att vara uppmärksam på är risken att aluminiumpulver kan självantändas. Om du torkar upp aluminiumpulver med en fuktig pappershandduk och slänger den i papperskorgen så kanske du har förutsättningar för självantändning och eldsvåda.

Men i normala fall skyddas aluminium av en tät oxidhinna som bildas i kontakt med luftens syre eller med vatten. Den täta oxidhinnan passiverar metallen så att vidare reaktion stoppas. Därför är aluminium ett utmärkt konstruktionsmaterial som tål väder och vind.

Atmosfärisk korrosion

Atmosfärisk korrosion sker i luft, men luften kan vara torr eller fuktig, eller innehålla föroreningar som påverkar processerna. Om det finns sprickor i materialet kan fukt som tränger in bli kvar länge och därför påskynda korrosionen.

Allmän korrosion

En allmän, jämt fördelad korrosion sker i vattenlösningar där pH antingen är mycket högt eller mycket lågt. Höga och låga pH skadar det skyddande oxidskiktet så att den underliggande metallen blottas.

Galvanisk korrosion

Galvanisk korrosion uppstår när aluminiumet är i kontakt med en annan mer ädel metall så att det bildas ett galvaniskt element, dvs. en typ av batteri som får en elektrisk ström att orsaka en elektrokemisk reaktion. Aluminiumet blir anod och löses upp när det avger elektroner och bildar joner.

Spaltkorrosion

Spaltkorrosion i aluminium
Bild: © Svante Åberg

Spalter finns oftast där två aluminiumbitar sammanfogas, men kan även uppstå vid spänningar och utmattning i materialet. Spaltkorrosion uppstår när saltvatten tränger in i smala springor. Dessutom behövs syre, men syret reagerar inte inuti spalten, utan på den lätt åtkomliga metallytan.

Det syre som följer med saltvattnet in i sprickan reagerar och förbrukas. Därför sker inte vidare oxidation inuti spalten. I stället sker oxidation av aluminiumet genom att elektroner som avges vandrar genom det metalliska aluminiumet ut till den lätt åtkomliga delen av metallen där syretillgången är god. Oxidationen av aluminiumet sker alltså inuti sprickan:
Al(s) → Al3+ + 3 e

Reduktionen av syre sker på den exponerade ytan av metallen:
O2(aq) + 2 H2O(l) + 4 e → 4 OH

Aluminiumjoner som läcker ut ur sprickan möter hydroxidjonerna som bildas när syret reduceras. Då bildas svårlöslig aluminiumhydroxid:
Al3+ + 3 OH → Al(OH)3(s)

Inuti sprickan måste aluminiumjonernas positiva laddning neutraliseras av lika många minusladdningar. Kloridjoner från saltvattnet utanför spalten migrerar därför in i spalten.

Det finns också en jämvikt mellan aluminiumjoner och vatten som ger vätejoner så att pH i spalten sjunker. Koordinationstalet är 6 vatten i hydratiseringsskalet kring aluminiumjonen. En eller flera av dessa vatten kan avge en vätejon som tillsammans med ett fritt vatten bildar en oxoniumjon H3O+.

Den hydratiserade aluminiumjonens protolyssteg pKa
[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ 5,00
[Al(H2O)5(OH)]2+ + H2O [Al(H2O)4(OH)2]+ + H3O+ 5,10
[Al(H2O)4(OH)2]+ + H2O Al(H2O)3(OH)3 + H3O+ 6,80
[Al(H2O)3(OH)3]+ + H2O [Al(H2O)2(OH)4]- + H3O+ 5,80

Oxoniumjonen betecknas ofta förenklat med H+. Ju längre spaltkorrosionen pågår, desto surare blir miljön inne i spalten. Det låga pH-värdet skyndar på korrosionen, vilket gör att spaltkorrosionen är ett accelererande problem.

Gropfrätning

Gropfrätningen påminner mycket om spaltkorrosionen. Den uppstår på passiverade aluminiumytor som är täckta av det täta skyddande oxidlagret, men där en liten skada ger kloridjoner i vattenlösningen kontakt med metallen. Ofta är det i gränsen mellan kristallkorn i materialet eller inslag av partiklar med annat material som skapar dessa defekter där korrosionen kan börja.

Gropen fördjupas och vidgas av korrosionen, som sänker pH och tillsammans med ytterligare kloridjoner accelererar angreppet. Kloridjoner bidrar till korrosionen genom att de bildar komplex med aluminiumjonerna. Drivkraften att bilda aluminiumkloridkomplex bidrar till att ”slita loss” joner ur metallen.

För att gropfrätning på aluminium ska ske måste den elektrokemiska potentialen ligga över den så kallade ”pitting potential”.

Utfällningskorrosion

Om vattenlösningen som är i kontakt med aluminiumet innehåller metalljoner av en ädlare metall än aluminium så sker en utfällning av den ädlare metallen samtidigt som aluminium löses upp. Om till exempel vattenlösningen innehåller kopparjoner sker följande:
Oxidation: Cu2+ + 2 e → Cu(s)
Reduktion: Al(s) → Al3+ + 3 e

När redoxreaktionen balanseras så att lika många elektroner avges och tas upp blir totalreaktionen:
3 Cu2+ + 2 Al(s) → 3 Cu(s) + 2 Al3+

När den ädlare metallen faller ut på ytan av aluminiumet skapas ett galvaniskt element som sedan ger galvanisk korrosion. Det räcker med att mycket små mängde av den ädlare metallen ska falla ut på aluminiumet för att den galvaniska korrosionen ska orsaka mycket stora problem.

Vanliga ädla metaller som kan orsaka utfällningskorrosion är koppar, bly, kvicksilver, nickel och tenn. Jonerna av dessa metall är lättlösliga vid låga pH, men svårlösliga vid höga pH. Högt pH kan därför sänka halten av dessa metalljoner så att utfällningskorrosionen inte sker. Men vid låga pH är utfällningskorrosion sannolik på grund av högre halter av den ädlare metallen.

Övrig korrosion

Det finns många fler varianter av korrosion. Många av dem är besläktade med dem som beskrivits ovan. Till exempel kan utmattning i materialet ge sprickor som ger spaltkorrosion. Spänningar i materialet ger energi som kan bidra till korrosionsreaktionen. Olika material och varierande koncentrationer kan ge former av galvanisk korrosion.

Natriumhydroxid

Egenskaper

Natriumhydroxid, NaOH, är ett vitt, fast salt som är lättlösligt i vatten. Upplösningen sker under kraftig värmeutveckling. Om tillsatsen av fast natriumhydroxid är stor kan värmeutvecklingen bli så kraftig att det finns risk att bränna sig. Natriumhydroxid innehåller den starka basen OH och är frätande både i vattenlösning och i fast form. Eftersom den är lättlöslig kan man få lösningar med mycket stark basisk reaktion.

Ibland kallas natriumhydroxiden för "kaustik soda" vilket betyder "frätande soda". Sodan anger att ämnet är basiskt. Benämningen "kaustik" används för att skilja natriumhydroxiden från vanlig soda som är natriumkarbonat, Na2CO3. Ytterligare ett namn på natriumhydroxid är "natronlut". Då man köper natriumhydroxid får man det ofta i formen flingor eller små pastiller.

Hälsorisker

Den starkt basiska hydroxiden denaturerar och bryter ned proteiner. Speciellt utsatt är man för stänk i ögat. Ögat är nämligen fullt med proteiner som koagulerar och bildar en vit massa, som äggvitan i ett kokt ägg. Det är därför viktigt med glasögon när du arbetar med natriumhydroxid. Om du ändå skulle få stänk i ögat måste du omedelbart spola ögat rikligt med rinnande vatten och fortsätta skölja länge. Ring läkare och be om råd när du har spolat ögat i några minuter, eller ännu bättre - be någon hjälpa ringa dig medan du fortsätter spola. Sedan måste du besöka läkare för kontroll och eventuell behandling.

Stänk på huden är visserligen frätande, men inte farliga på samma sätt. Huden är tjock och släpper inte igenom luten. Om du sköljer omgående, så klarar du dig sannolikt utan skador. Stänk på kläder, arbetsbänkar och liknande ska sköljas och torkas bort på en gång, så att det inte blir bortglömt. Annars kan någon ovetande komma i kontakt med hydroxiden och kanske gnugga sig i ögat.

Koncentrationen har betydelse

Hydroxidens frätande förmåga är har direkt samband med koncentrationen. En vanlig förrådslöning med NaOH är ofta 2 molar (2 M, 2 mol/dm3). Den är kraftigt frätande och ska behandlas med stor försiktighet. En NaOH-lösning på lab som är 0,1 mol/dm3 är inte alls lika farlig, men ändå ganska stark. Om koncentrationen är 0,010 mol/dm3, så kan NaOH-lösningen betraktas som relativt ofarlig, men ändå riskabel att få stänk av i ögonen. Är den bara 1 millimolar, dvs. 0,001 mol/dm3, så är NaOH-lösningen tämligen harmlös, för då är den 2000 gånger mer utspädd än förrådslösningen som var 2 mol/dm3.

Hydroxidjonen liknar fluoridjonen

Hydroxidjonen OH och fluoridjonen F har samma laddning och är lika stora. Det innebär att de ofta är utbytbara.

Tandemalj innehåller ämnet hydroxidapatit, Ca5(PO4)3OH, där hydroxidjonen ingår. Hydroxidjonen som ingår i tandemaljen är en stark bas som lätt reagerar med syra som produceras av bakterier i munnen. Det leder till att tandemaljen löses upp. Men om man ersätter hydroxidjonerna med fluoridjoner så att det i stället bildas fluoridapatit, Ca5(PO4)3F, så minskar känsligheten för syra. Fluoridjonen är en mycket svagare bas än hydroxidjonen. Därför reagerar den inte lika lätt med syra och då är också tandemaljen mindre känslig för syra.

Ytterligare ett exempel på likheten är mätning med jonselektiv elektrod avsedd för bestämning av fluoridhalten. I en starkt basisk lösning är hydroxidhalten hög och på grund av likheten med fluoridjoner ger hydroxidjonerna också utslag med den fluoridselektiva elektroden. Man får en så kallad interferens från hydroxid i fluoridmätningen och resultatet blir en överskattning av fluoridhalten i lösningen.

mer material på avancerad nivå kommer

Litteratur

  1. Anodising aluminium, Royal Society of Chemistry
    http://www.rsc.org/learn-chemistry/resource/res00001918/anodising-aluminium?cmpid=CMP00006121 (2017-03-10)
  2. Hägg, G. (1989). Allmän och oorganisk kemi. (9. uppl.) Stockholm: Almqvist & Wiksell.
  3. Anodizing, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Anodizing (2016-03-17)
  4. Electrolysis, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Electrolysis (2016-03-17)
  5. Lead–acid battery, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Lead%E2%80%93acid_battery (2016-03-17)
  6. Aluminium, Wikipedia
    https://sv.wikipedia.org/wiki/Aluminium (2016-03-17)
  7. Aluminium oxide, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Aluminium_oxide (2016-03-17)
  8. Cryolite, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Cryolite (2016-03-17)
  9. Sodium hexafluoroaluminate, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Sodium_hexafluoroaluminate (2016-03-17)
  10. Hall–Héroult process, Wikipedia
    https://en.wikipedia.org/wiki/Hall%E2%80%93H%C3%A9roult_process (2016-03-17)
  11. Aluminium, Svenskt aliminium
    http://www.aluminiumriket.com/sv/aluminium/aluminium.php (2016-03-17)
  12. Anodising, Robert S. Alwitt, Electrochemistry Encyclopedia, ECS
    http://knowledge.electrochem.org/encycl/art-a02-anodizing.htm (2016-03-17)
  13. Anodizing Aluminum, Ron Newman
    http://www.uponone.com/howtos/1.pdf (2016-03-17)
  14. Aluminium, Chemical of the Week, Bassam Shakhashiri
    http://www.scifun.org/CHEMWEEK/Aluminum2017.pdf (2017-03-10)
  15. Corrosion of Aluminum and Its Alloys: Forms of Corrosion, Total Material
    http://www.totalmateria.com/page.aspx?ID=CheckArticle&site=ktn&NM=187 (2016-03-23)

Fler experiment


elektrokemi, redox
Att göra bly
Citronbatteri
Diffusion av kopparjoner
Elda stålull
Elektrofores av grön hushållsfärg
Elektrokemisk skrift
Guldpeng av mässing
Gör kopparslanten skinande ren - med redoxkemi
Indikatorpapper för plus och minus på batteriet
Innehåller koksaltet jod?
Kemi med zinkjodid, del 1: Framställning
Kemi med zinkjodid, del 2: Återbilda grundämnena elektrokemiskt
Kemisk klocka med jod
Permanenta håret
Rengöra silver
Rostbildning och rostskydd
Rostindikator visar var järnet rostar
Saltkristaller av en aluminiumburk
Självantändning med glycerol och permanganat
Skämta med en svart kopparslant
Svantes testexperiment
Syrehalten i luft
Tag bort rost med elektrisk ström
Testa C-vitamin i maten
Tillverka tomtebloss
Varför rostar järn och hur kan man förhindra det?
Ärg på en kopparslant

urval reviderat experiment
Avdunstning och temperatur
Citronbatteri
Den brinnande sedeln
Den tillknycklade plåtburken
DNA ur kiwi
Elektrokemisk skrift
Ett glas luft
Gasvolym och temperatur
Indikatorpapper för plus och minus på batteriet
Innehåller koksaltet jod?
Luftfuktighet och rostbildning
Rengöra silver
Rostbildning och rostskydd
Rostindikator visar var järnet rostar
Syrehalten i luft
Tag bort rost med elektrisk ström
Testa C-vitamin i maten
Vad händer när degen jäser?
Åka hiss