14.14 korrosion

Jag är inte helt med på facits förklaring. För att korrosion ska kunna ske i någon märkbar utsträckning måste det kunna ske lokala "laddningsbalanseringar" vid järn- och aluminiumytorna. I en galvanisk cell är det elektrolyten som bidrar med dessa laddade species (t.ex. sulfatjoner i Daniellcellen). Dessa laddade species finns väl knappast i rent vatten?

Faktum är att om elektroner bara drog från aluminiumytan till järnet hade vi fått två mekanismer som hindrar strömmen. Dels hade vi fått en positiv yta på aluminiumet som hade motverkat elektronflödet, dels hade vi fått mycket lokal negativ laddning vid järnytan som hade repellerat ytterligare elektroner.

Om vi däremot arbetar i t.ex. havsvatten där vi har tillgång till alla möjliga laddade species (Na⁺, Cl^- etc.) hade det varit en annan femma. Då har vi en positiv spänning mellan elektroderna och vi får en ström (havsvattnets joner balanserar ytladdningarna).

Vi kan såklart fråga oss hur vi kunde förutspå att detta skulle hända. Man kan tänka (något heuristiskt) så här:

Vi har en aluminiumplåt och en järnplåt som är sammankopplade på något vis, kanske genom en koppartråd. Vi mäter elektrodpotentialer mot en standardväteelektrod (SVE) och tecknar ned elektrodpotentialerna i en tabell (normalpotentialtabell). Vi får då reda på att $(i)$ har en reduktionspotential på $E^\ominus_{\text{red.}} = -1.\!68\;\mathrm{V}$. Oxidationspotentialen är då samma till storleken men med omvänt tecken. Jämfört med en SVE är det alltså mer sannolikt att aluminium oxideras än att det reduceras. 

$\displaystyle (i) \;\;\;\mathrm{Al(s)\rightleftharpoons Al^{3+} (aq)+3e^{-}}\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\; \;\;\;\;E^\ominus_{\text{ox.}} = 1.\! 68\;\mathrm{V}$

Sedan gör vi samma mätning med syrgas löst i vatten och får reda på att $(ii)$ har en reduktionspotential på $E^\ominus_{\text{red.}} = 0.\! 401 \;\mathrm{V}$ jämfört med SVE. 

$\displaystyle (ii)\;\;\; \mathrm{O_2(g)+H_2O(l)+4e^-\rightleftharpoons 4OH^- (aq)}\;\;\;\;\;\;\;\;\;\;\; E^\ominus_{\text{red.}} = 0.\! 401 \;\mathrm{V}$

Om det är mer sannolikt att aluminium ger elektroner till SVE än tvärtom, samt mer sannolikt att SVE ger elektroner till syrgas och vatten än tvärtom, då är det väl ganska logiskt att det är mer sannolikt att elektroner går från aluminium till syrgas och vatten än tvärtom, eller hur?

Lite mer tekniskt talar man om tillståndsfunktioner, och med lite fiffig teori om dessa kan vi komma fram till att cellspänningen i vårt system med aluminium och järn är:

$\displaystyle E^\ominus=E^\ominus_{\text{red.}}+E^\ominus_{\text{ox.}}=0.\! 401 \;\mathrm{V} +1.\! 68\;\mathrm{V}\approx2.\! 1\;\mathrm{V}$

Alltså har vi en positiv spänning och ström kommer gå.