Anodisering och färgning av aluminium

Kemisk bakgrund

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.

• På gund av sin värmeisolerande förmåga används anodiserad aluminium till köksredskap, tex. de röda kastrullocken till aluminiumkastruller.
• Sportartiklar, bl.a. en del klätterutrustning , skidstavar, tältstänger och cykelfälgar tillverkas ibland av anodiserad aluminium.
• Inom byggnadsindustrin används det till bl.a. fönster, dörrar, fönsterbänkar, duschkabiner, trappor, balkongräcken m.m. Flygindustrin använder också mycket anodiserad aluminium.

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.

• Alla känner igen aluminiumburkar för drycker, det används också till vissa hushållsprodukter.
• Inom byggnadsindustrin används aluminium till fönsterlister, tak och fasader.
• Flygplan byggs av starka och lätta legeringar. Cirka 80 % av ett flygplans massa utgörs av aluminium.
• Den höga elektriska ledningsförmågan gör att aluminium används inom elektrotekniken, t.ex i högspänningsledningar.

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.

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^– → O^2–

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 många elektroner tas emot som de som avges och man får totalreaktionen

Fe + O → Fe²⁺ + O^2–

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^–

Elektrokemisk cell

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

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.

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.

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.

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.

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.