Elektrokémia Elektromos egységek Elektrolízis (Faraday I.-II.)

Az előadások a következő témára: "Elektrokémia Elektromos egységek Elektrolízis (Faraday I.-II.)"— Előadás másolata:

1 Elektrokémia Elektromos egységek Elektrolízis (Faraday I.-II.)
Galvánelemek Elektródpotenciálok (Nernst egyenlet) Korrózió, korrózióvédelem

2 Elektromos egységek áramerősség I amper Töltés Q coulomb
Feszültség U volt Teljesítmény P watt Energia E joule Ellenállás R ohm Vezetés G siemens

3 Faraday törvényei: I. Az elektrolízis során az elektródfolyamatban képződő anyag tömege arányos az elektrolizáló áram erősségének és az időnek a szorzatával, vagyis az áthaladt elektromos töltésmennyiséggel. II. Az elektrolizáló cellán áthaladt töltés és az elektródreakcióban résztvevő elektronok anyagmennyisége arányos egymással. E kettő hányadosa a Faraday-állandóval egyenlő, értéke 9, 65×10000 C/ mol.

4 Galvánelemek [cellák] (és elektródok) termodinamikája (heterogén egyensúlyi elektrokémia)
1) Elektrokémiai cellák: galvánelem vs. elektrolízis 2) Galvánelemek: a standard cellapotenciál és a standard reakció-szabadentalpia: – ν F E = ΔG - cellapotenciál és az összetétel (reakcióhányados) kapcsolata: E = E – (RT/νF) ln Q (Nernst-e.) - a galvánelem egyensúlyban: RT ln K = ν F E - galvánelemek típusai, gyakorlati alkalmazások, 3) Elektródok. Az elektródpotenciál Nernst egyenlete: E = E+ (RT/νF) ln ai elektródok és elektródreakciók, elektródtípusok

5 1) Az elektrokémiai cellákban elektron-átmenettel járó redoxi folyamatokat térben elkülönítünk (sav-bázis reakciókat térben elkülöníteni nem lehet). A cella részei (heterogén rendszer): két (fém)elektród (anód és katód) merül ionos oldatba (elektrolitba) Ezek együttese az elektródtér. Ha ezt térben két részre osztjuk, közéjük sóhíd vagy diafragma kell. Két típus: - spontán galvánelem vs kikényszerített elektrolízis [Az elekrolitikus disszociáció is kémiai változás, de nem jár oxidációs szám változással, csak töltés-elkülönüléssel, s egyazon oldattérben játszódik le.]

6 Galvánelem vs. elektrolizáló cella
Galvánelem: spontán reakció játszódik le, ez hasznos áramot termel. Elektrolízis: külső áram-forrás hatására reakciót kényszerítünk ki.

7 A cellában kémiai (redoxi) reakció megy végbe,
Az áramjárta galvánelem, ill. elektrolizáló cella sincs termodinamikai egyensúlyban. A cellában kémiai (redoxi) reakció megy végbe, ez mindig e- -átmenet, néha atom-átmenet is, - redukció (e– -felvétel) és oxidáció (e– -leadás) a redukció és az oxidáció itt térben elkülönül,  az elektrolit-oldatban ionvezetés van, - a külső körben fémes elektronvezetés van. Vigyázat! az oxidálószer egy másik anyagot oxidál, miközben maga redukálódik! Fordítva is igaz: a redukálószer egy másik anyagot redukál, miközben maga oxidálódik!

8 A galvánelemben: Elektrolizáló cellában:
Az anódon: - spontán oxidáció van, - kikényszerített oxidáció, - az oxidációs szám nő, - az oxidációs szám nő, - az (1) anyag elektront - az anód elektront vesz ad le az anódnak, fel az (1) anyagtól, - az anód a negatív pólus. - az anód a pozitív pólus, az anionok itt válnak le. A katódon: - spontán redukció van, - kikényszerített redukció, - oxidációs szám csökken, - oxidációs szám csökken, - a (2) anyag elektront - a katód elektront ad le vesz fel a katódtól, a (2) anyagnak, - a katód a pozitív pólus. - a katód a negatív pólus, a kationok itt válnak le.

9 2) Galvánelem: kémia és termodinamika
Egyszerű kísérlet: réz-szulfátoldatba merített cink rúdra vörös fémréz válik ki, (s bár ezt nem látjuk) egyúttal cinkionok mennek oldatba: ekkor ugyan- abban a térben zajlik le a réz redukciója és a cink oxidációja: Zn(s) +Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

10 Bontsuk fel első logikus lépésként az előző
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) reakciót egy oxidációra és egy redukcióra: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e– Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s) red1 → ox1 + e– ox2 + e– → red2 oxidáció: e–-leadás redukció: e–-felvétel anód: – elektród katód: + elektród anódos oxidáció katódos redukció jelölése: (bal) vagy (1) jelölés: (jobb) vagy (2) Mindkét oldal egy-egy redoxipár: ox + νe– → red

11 Az elektrokémiában célszerűen mindkét folyamatot redukcióként írjuk fel:
 –{Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s)} Cu2+(aq) + 2e–→ Cu(s) A bruttó reakció most két redukció különbsége: jobb – bal Ez célszerű írásmód (egyúttal persze logikus is): Ecella = Ejobb elektród – Ebal elektród mert így Ecella mindig pozitív, összhangban a spontán cellareakció negatív ΔG értékével.

12 A galváncella részei és felírásmódja:
A galvánelem, galváncella vagy elektrokémiai cella = 2 félcella vagy 2 félreakció vagy 2 elektród felírásmódja: (–) Zn(s)│ZnSO4(aq) ║ CuSO4(aq)│Cu(s) (+) Jelölésmód: │ fázishatár (szilárd/oldat, szilárd/gáz) ║ határfelület – diffúziós potenciál nélkül ⋮ elektrolitok érintkezése A diffúziós potenciál sóhíddal kiküszöbölhető.

13 A galváncella potenciálja
A galvánelemben elektromos potenciál (potenciál-különbség) jön létre: ez a cellapotenciál. A cellapotenciál és a reakció-szabadentalpia kapcsolata – ν F E = ΔrG     A kapcsolat származtatása (levezetése): - a reakció maximális hasznos munkája: ΔrG - az elektromos töltés munkája (fizika): –ν F E a galvánelemben a kettő egyenlő:   ΔrG = –ν F E 

14 A reverzíbilis reakciókban ΔG konkrét értéke a Q egyensúlyi hányadostól függ:
ΔGr = ΔG  + RT lnQ, Így a cellareakcióra írhatjuk: –ν F E = ΔG + RT lnQ E = – ( ΔG /νF) – (RT/νF) lnQ. Legyen: – ( ΔG /νF) = E, a standard cellapotenciál. Végül: E = E – ( RT / vF ) ln Q  (Nernst-egyenlet cellára)

15 Egyensúlyban (amikor E = 0) Q éppen az egyen-súlyi állandó: K
Egyensúlyban (amikor E = 0) Q éppen az egyen-súlyi állandó: K. Ebből kapjuk a standard cella-potenciál és az egyensúlyi állandó kapcsolatát: E = ( RT/νF ) ln K  Összegezhetjük a cellapotenciál, az egyensúlyi állan-dó és a reakció-szabadentalpia együttes kapcsolatát: νF E= RT ln K = – ΔG ez az egyensúlyi elektrokémia, az egyensúlyok tana és a termodinamika „egyesített” kapcsolata.

16

17 ΔH= – νF {E – T(∂ E/∂T)p }
A cellapotenciál és más termodinamikai függvényértékek (H, S) kapcsolata: Alap: az E hőmérséklet-függése. Ismert a termodinamikából: (∂G/∂T)p = –S akkor behelyettesítéssel: ∂(–νFE/∂T) = –S, ami érvényes standard értékekre is: S: a E jól mérhető T-függéséből nyerhető. ΔH : mivel ΔG= ΔH – T ΔS , így ΔH= – νF {E – T(∂ E/∂T)p } ΔG, S és ΔH termodinamikai standard függ-vényértékek elektrokémiai adatokból is nyerhetők.

18 Kémiai galvánelem(ek)
Cu katód Zn anód NaNO3 - + - Anionok SO4= Cu2+ Zn2+ SO4= Kationok Lehet: - egy elektródtér vagy - két elektródtér: sóhíd v. diafragma kapcsolat

19 Koncentrációs galvánelem(ek) elektrolit-koncentrációs galvánelem
Ag anód: Ag oldódik Ag katód: Ag+ kiválik NaNO3 - + - NO3- [Ag+]tömény [Ag+]híg Az áramtermelő folyamat: koncentráció kiegyenlítődés. Vannak elektród-koncentrációs galvánelemek is (Hg-Me).

20 A koncentrációs galvánelemben:
1 nagyságrendnyi koncentráció (aktivitás) különbség 59 mV cellapotenciált eredményez (25 oC-on). A biológiai sejtfal két oldalán szoros [K+] különbség kb. 77 mV potenciálkülönbséget okoz – ez is egy koncentrációs galvánelem. Ez a membránpotenciál játszik szerepet az ideg-impulzusok vezetésében.

21 Galváncellák olvadékokban Ritkán valósítanak meg ilyen felépítést
Galváncellák olvadékokban Ritkán valósítanak meg ilyen felépítést. Az olvadék elektrolízis fontosabb: pl. Al-előállítás. Galváncellák oldószer nélkül Technikailag az oldószer kellemetlen: pl. kifolyik, hőérzékeny, környezetszennyező. Példákat lásd a gyakorlati galvánelemeknél.

22 A terheletlen (árammentes: I = 0) galvánelem elektródjai közötti potenciál gyakori neve: elektromotoros erő (e. m. e.) A galvánelemben addig tud munkát végezni (áramot adni), amíg távol van az egyensúlytól. Amint (a benne lejátszódó reakció) elérte az egyensúlyi helyzetet, az e.m.e.= 0 lesz, áramot nem ad, (a hétköznapokban: „kimerült”). A folyamat (elvileg mindig) megfordítható: az elemet „feltöltjük”: ez az akkumulátor esete.

23 A cellapotenciál mérése
A cellapotenciálok mérése:  - terhelésmentesen (áramkivétel nélkül): e. m. e. - terheléssel (fogyasztóval, áramkivétellel): kapocsfeszültség – változó (csökkenő)  Az elektromotoros erő (e. m. e.) mérése: - kompenzációs módszerrel (teljesen árammentes) klasszikus: DuBois–Reymond–Poggendorf - nagy belső-ellenállású (R>1010 ohm) V-mérővel Ez ma általános laborműszer (a pH mérő is ilyen). A gyakorlatban 0 ≤ 3 V nagyságú feszültségeket kell mérni kb. 0,1 mV (azaz 10-4 pontossággal).

24 A működő, áramtermelő galváncellában (I > 0) ún
A működő, áramtermelő galváncellában (I > 0) ún. E´ kapocsfeszültség lép fel (másik neve: működési potenciál), amely mindig kisebb, mint az árammentes (I = 0) cellában mérhető E egyensúlyi cellapotenciál (ennek gyakori neve: e. m. e.). E’ = ΔΦJ – ΔΦB = E – ΔΦJ – ΔΦB – IRs. Az IRs (ohmikus) tag az áram okozta oldatbeli hő-termelést adja meg, ami a galváncella használata során energia veszteséget okoz.

25 3) Elektródok E = Ejobb – Ebal
A cellapotenciál és az elektródpotenciálok kapcsolata, azaz az elektródpotenciál formális értelmezése: a cellapotenciál két elektródpotenciál különbsége   E = Ejobb – Ebal Önmagában egyetlen elektród (abszolút) potenciálja nem mérhető (és pontosan nem is számítható). A probléma célszerű és eredményes megoldása: az elektróddal egy olyan galvánelemet készítünk, melynek baloldali elektródja a standard hidrogén-elektród (SHE).

26 Standard hidrogénelektród alkalmazása
- + V H2(g) aH2=1 + Ag H+ Pt Ag+ S.H.E

27 Az elektródpotenciál mérése
Elvi vonatkoztatási elektród a SHE: E = 0,000 V körülményes, kényelmetlen, veszélyes (H2 gáz!) Gyakorlati vonatkoztatási elektródok: stabilis, körülményektől független potenciálú, jól kezelhető, másodfajú elektródokat használunk Ø Ag(s) | AgCl(s) | Cl–(aq) (ezüst/ezüstklorid) E  = + 0,22 V Ø  Pt | Hg(l) | Hg2Cl2(s) | Cl–(aq) telített-kalomel-e. E = + 0,27 V

28 Az elektródpotenciálok skálája
Mivel az SHE potenciálja megegyezés szerint minden hőmérsékleten = 0,000 V, azaz a   Pt│H2(g)│H+(aq) [=SHE] minden T-en E = 0  ezért a galvánelem e. m. e-je a vizsgált (jobboldali) elektród potenciáljával egyezik meg. Eredmény: vannak pozitív és negatív elektródpotenciálok kb. +3 Volt és – 2 Volt tartományban: az elektródok feszültségi sora

29 Standard elektródpotenciálok (vízben, 298 K-on):
S2O8= + 2e- → 2SO4= + 2,05 V oxidál Ce4+ + e → Ce ,61 V Fe3+ + e- → Fe ,77 V I2 + 2e- → 2I ,54 V Cu4+ + 2e- → Cu + 0,34 V AgCl + e- → Ag + Cl- + 0,22 V 2 H+ + 2e- → H2(g) 0 V Zn2+ + 2e- → Zn – 0,76 V K+ + e- → K – 2,93 V redukál

30 Fémek elektrokémiai sora:
Arany alig redukál Platina savval sem reagálnak Ezüst Higany Réz (Hidrogén) Ólom Nikkel erős savval lassan reagálnak Vas Cink savval gyorsan reagálnak Króm vízgőzzel lassan reagálnak Aluminium Magnézium Kalcium hideg vízzel lassan reagálnak Nátrium hideg vízzel gyorsan reagálnak Kálium nagyon redukál

31 Galvánelemek (kémiai áramforrások) a gyakorlatban
a) Galvánelem (primer elem, battery): egyszer használatos, „kimerül” (eléri td-i egyensúlyát), nem eldobandó! b) Akkumulátor (szekunder elem, rechargeable battery): sok(száz)szor újratölthető (gépkocsi, hallókészülék …) c) Tüzelőanyagcella: áramtermelés égés során – folyamatos anyagbetáplálással Jelentőségük: energiaforrás tetszőleges helyen és időben – erőmű (+távvezeték) vagy generátor nélkül rendkívül egyszerű kezelés (amatőröknek is) hordozhatók (táskarádió, karóra, mobil, pacemaker stb.)

32 Minősítésük: feszültség (sorbakapcsolással növelhető) kapacitás (mérettel változtatható) áramkivétel (párhuzamos kapcsolás növeli) teljesítmény/súly viszony hatásfok feszültségtartás (terhelésre és időben) gyors/lassú terhelhetőség feltöltési ciklus (akkuknál) hőmérséklet-tartomány környezet-terhelés (Hg, Cd mentes!) ár

33 a) Gyakorlati galvánelemek:
Leclanché-elem Lúgos mangánoxid elem Lítium-elem Higanyoxid-elem (Daniell-elem) (Volta-oszlop)

34 ⊝ ½ Zn  ½ Zn2+ + e- az NH4Cl-dal [Zn(NH3)4]2+ lesz
Leclanché-elem anód: Zn, katód: grafit-MnO2, Közeg: savas NH4Cl, ZnCl2 elektrolitgél ⊝ ½ Zn  ½ Zn2+ + e- az NH4Cl-dal [Zn(NH3)4]2+ lesz ⊕ H+ + e-  ½ H2 (grafiton) a H2-t a MnO MnO(OH)-ént „elnyeli” A 4,5 V-os lapos szárazelem-ben 3 db 1,5 V-os cella van

35 Lúgos mangánoxidos elem (alkaline battery, 1,5 V)
A Leclanché-elem NH4Cl-ját itt KOH helyettesíti: ½ Zn + OH-  ½ Zn(OH)2 + e- H+ + e-  ½ H2 a MnO2 elnyeli. Ma a legelterjedtebb. 5-7 éves garancia. AA méret: 2000 mAh

36 A 9 voltos elem:

37 ⊝ Li  Li+ + e- a Li miatt víz helyett szerves oldószer van
Lítium-elem: ⊝ Li  Li+ + e a Li miatt víz helyett szerves oldószer van ⊕ MnO2 + e-  [MnO2]- - 3 Volt, könnyű, - tág T tartomány, - jól terhelhető. - Gombelem forma.

38 Higanyoxid-elem (Ruben–Mallory-elem)
bruttó reakció: Zn + HgO  ZnO + Hg 1,25 V, állandó! Hallókészülékekben, pacemakerekben Hg nem környezetbarát

39 ⊕ Zn | ZnSO4-oldat | CuSO4-oldat | Cu ⊝
Daniell-elem ⊕ Zn | ZnSO4-oldat | CuSO4-oldat | Cu ⊝ Cu kiválás, Zn oldódás Agyag-diafragma kell! Oktatási, didaktikai célra jó, egyszerű, átlátható. Hétköznapi használatra nem praktikus. Volta-oszlop: sok Cu/Zn lemezpár – elektrolitos szövetdarabokkal

40 c) Tüzelőanyag cellák Kémiai energia  elektromos energia: hőerőműben közvetett (2 lépcsős) úton: max. kb. 40% Tüzelőanyag cella: speciális berendezésben az égésből közvetlenül áramot termel (75-90%). A hidrogén+oxigén reakcióját (KOH-ban) 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) térben elkülönítik (katalizátor, T = 70–140 oC) : anódreakció: 2H2(g) + 4OH-  4H2O + 4e- katódreakció: O2(g) + 2H2O(l) + 4e-  4OH- Más (természetbeli) anyagok (metán, etán) oxidáció-jával is működnek igen jó tüzelőanyag cellák.

41 Bacon-elem (tüzelőanyag cella)
Ni(H2)/KOH-H2O/(O2)Ni 2H2 + O2 = 2H2O Eo = 1,2 V j0 = A cm-2 (katód)

42 3) Elektródok E = Ejobb – Ebal
A cellapotenciál és az elektródpotenciálok kapcsolata, azaz az elektródpotenciál formális értelmezése: a cellapotenciál két elektródpotenciál különbsége   E = Ejobb – Ebal Önmagában egyetlen elektród (abszolút) potenciálja nem mérhető (és pontosan nem is számítható). A probléma célszerű és eredményes megoldása: az elektróddal egy olyan galvánelemet készítünk, melynek baloldali elektródja a standard hidrogén-elektród (SHE).

43 Az elektródpotenciálok skálája
Mivel az SHE potenciálja megegyezés szerint minden hőmérsékleten = 0,000 V, azaz a   Pt│H2(g)│H+(aq) [=SHE] minden T-en E = 0  ezért a galvánelem e. m. e-je a vizsgált (jobboldali) elektród potenciáljával egyezik meg. Eredmény: vannak pozitív és negatív elektródpotenciálok kb. +3 Volt és – 2 Volt tartományban: az elektródok feszültségi sora

44 A cellapotenciál mérése
A cellapotenciálok mérése:  - terhelésmentesen (áramkivétel nélkül): e. m. e. - terheléssel (fogyasztóval, áramkivétellel): kapocsfeszültség – változó (csökkenő)  Az elektromotoros erő (e. m. e.) mérése: - kompenzációs módszerrel (teljesen árammentes) klasszikus: DuBois–Reymond–Poggendorf - nagy belső-ellenállású (R>1010 ohm) V-mérővel Ez ma általános laborműszer (a pH mérő is ilyen). A gyakorlatban 0 ≤ 3 V nagyságú feszültségeket kell mérni kb. 0,1 mV pontossággal.

45 Az elektródpotenciál mérése
Elvi vonatkoztatási elektród a SHE: E = 0,000 V körülményes, kényelmetlen, veszélyes (H2 gáz!) Gyakorlati vonatkoztatási elektródok: stabilis, körülményektől független potenciálú, jól kezelhető, másodfajú elektródokat használunk Ø Ag(s) | AgCl(s) | Cl–(aq) (ezüst/ezüstklorid) E  = + 0,22 V Ø  Pt | Hg(l) | Hg2Cl2(s) | Cl–(aq) telített-kalomel-e. E = + 0,27 V

46 Az eletródpotenciál függése az összetételtől: a Nernst-formula
A definíció elve az SHE-re vonatkoztatott potenciál: Pt | H2(g) | H+(aq) ║Ag+(aq) | Ag(s)  A cellareakció: H2(g) + 2 Ag+(aq) → 2 H+(aq) + 2 Ag(s) A cella Nernst-egyenlete a Q-val kifejezve: E = E – RT/2F lnQ = E (Ag+/Ag) – RT/2F lnQ SHE = 0, majd 2-vel egyszerűsítve:  E(Ag+/Ag) = E(Ag+/Ag) + RT/F ln a(Ag+) Ez az (Ag+/Ag) elektród Nernst-egyenlete. Általában (első fajú): Ei = Ei  + (RT/νF) ln ai

47 Az elektródok fajtái: elsőfajú-fém(ion)-elektród
másodfajú (ellenionos) el. referencia-elektródok (Ag/AgCl, Hg/Hg2Cl2) gázelektród (H2-, Cl2-eltrd) redoxi-elektród - üvegelektródok (egyszerű és kombinált változatban) - amalgámelektródok - komplexion-elektródok - enzimelektródok

48 Elsőfajú elektródok Az elektród potenciálját a fém saját ionjainak aktivitása határozza meg: Ei = Ei + (RT/νF) ln ai Másodfajú elektródok A potenciált a fém egy rosszul oldodó sójának anionja (az ellenion) határozza meg, pl. Ag/AgCl MX(s)  M+(aq) + X-(aq) Ks = aM+ aX- Nagy és állandó [X-] tartásával potenciáljuk állan-dó: ezért referencia elektródként használhatók. Potenciáljuk mérésével Ks meghatározható.

49 Gázelektródok H+(aq) + e- → ½ H2 (g) Q = (fH2/pθ) / aH+ E(H+/H2) = RT/F ln aH+= – (RT/F) ln10 × pH A standard H-gáz elektród az elektródpotenciál-skála önkényesen választott 0-pontja. Pontos, de kezelése nehézkes. Ezért is jók a másodfajú referencia el-k.

50 Üvegelektródok Szóló vagy kombinált változatban is ismert. Működése.

51 Ionszelektív elektródok
Felépítése az ábrán. Működése: a komplexbe vihető ionok átvándorol-nak a lipofil membránon, ezzel megnő a membrán-potenciál, amit az Ag/AgCl referencia elektróddal szemben mérünk.

52 Sajátos névkisajátítás (régről megmaradt)
Redoxi elektródok Sajátos névkisajátítás (régről megmaradt) Ei = Ei + (RT/νF) ln aox/ared Egyazon oldatban két különböző oxidációs állapo-tú (fém)ion (pl. Fe3+/Fe2+) van és inert Pt-elektród. Amalgámelektródok A fémek higannyal képzett amalgámjai is lehetnek elektródok: ezek potenciálja az amalgám fémkon-centrációjától függ. [Elektrolízis: összehasonlítás volt, mert nem egyensúly).]

53 Korrózió

54 A korrózió fogalma A korrózió kémiai vagy elektrokémiai folyamatok következtében létrejövő károsodás, mely a korróziós közeg és a szerkezeti anyag között zajlik le.

55 Oldási potenciál A fémek oldatbameneteli hajlandóságát az oldási potenciál fejezi ki.

56 Oldási potenciál A fémeket oldási potenciájuk szerint sorba rendezhetjük. Minden elem a sorban utána elhelyezkedőt képes kiszorítani vizes oldatából. Az oldási potenciálsorban a hidrogénhez viszonyított helyzet szerint beszélhetünk a hidrogénnél kevésbé nemes, és nemesebb fémekről. Li; Mg;Al;Ti;Zn;Mn;Cr;Fe;Ni;Sn;Pb;H2;Cu;Ag;Pt;Au

57 A korrózió mint kémiai és elektrokémiai folyamat
két fő változatát különböztetjük meg. Ezek: Hidrogén fejlődéssel Oxigén fogyasztással járó

58 Hidrogén fejlődéssel járó korrózió
A hidrogénnél kevésbé nemes fémek pH  7 savas oldatokban képesek a hidrogént kiszorítani, így az oldódásuk H2 fejlődése mellett történik.

59 A reakció sebessége az oldat H+ ionkoncentráció, tehát a pH függvénye
A reakció sebessége az oldat H+ ionkoncentráció, tehát a pH függvénye. A folyamat általános egyenlete: Me + 2H+  Me++ + H2 Itt egy elektrokémiai folyamatról van szó, amely az anódon lejátszódó oxidációból (a megtámadott fém oxidációja) és az elektrolitként ható korróziós közeg redukciójából tevődik össze.

60 Oxigén fogyasztással járó korrózió
Ha a vizes oldatban a H+ ion koncentráció alacsony, akkor a korróziót jelentő kémiai reakció Me + 2 H2O + O2  2 Me (OH)2 2 Me OH- Ilyen mechanizmussal oldódnak a hidrogénnél nemesebb fémek pl. a Cu, savas közegben, a hidrogénnel kevésbé nemes fémek semleges vagy lúgos közegben. és ezzel a mechanizmussal rozsdásodik a vas.

61 Oxigén fogyasztással járó korrózió
a vas rozsdásodása során a reakcióból keletkező oxidációs termék tovább oxidálódik FeOOH vízben oldhatatlan vas-oxi-hidroxiddá

62 Elektrokémiai korrózió
Az elektrokémiai korrózió mindig valamilyen elektromos áram jelenlétével jár együtt. Ebben az esetben az elektrolit mellett potenciálkülönbséggel is kell számolnunk, amely az adott rendszeren belül anódos és katódos felületek kialakulásához vezet.

63 Helyi galvánelem képződés
a korróziós folyamatok lényegében elektrokémiai folyamatok, mert a fém oldatbamenetelekor galvánáram indul meg.

64 Helyi galvánelem képződése
Sárgaréz

65 Mi segíti elő a helyi galvánelem kialakulását?
adott szerkezeten belül különböző szerkezeti anyagok jelenléte pl. Al és acél adott ötvözet heterogén szövete pl. sárgaréz Cu és Zn homogén szerkezeten belüli inhomogenitások pl. dúsulások

66 Mi segíti elő a helyi galvánelem kialakulását? 2
hidegen alakított, és felkeményedett és az eredeti szilárdságú részek (ez magyarázza, hogy a mélyhúzott karosszérialemezek erősebben alakított részei hajlamosabbak a korrózióra)

67 Mi segíti elő a helyi galvánelem kialakulását?
Az elektrolit különböző mértékű szellőzöttsége passzívréteg, korróziós réteg jelenlétéből

68 A korrózió fajtái, megjelenési formái
Egyenletes felületi korrózió lyukkorrózió réskorrózió interkrisztallin korrózió feszültségi korrózió szelektív korrózió korróziós kifáradás

69 Egyenletes felületi korrózió

70 Lyukkorrózió

71 Interkrisztallin korrózió feszültségi korrózió

72 Feszültségi korrózió

73 Biológiai korrózió