Varför oxideras inte zink i zinkbeläggningar?
Hej, det kanske finns något aslätt svar på den här frågan eller så har jag bara missförstått normalpotentialtabellen men jag fattar inte hur zink inte kan oxideras som järn gör när ämnet kommer i kontakt med vatten.
I min kemibok står det att man har zinkbeläggningar på järnmaterial för att de inte ska rosta. I normalpotentialtabellen som också finns i min bok står det också att
1. Fe2+ (aq) +2e -> Fe(s) E0= -0,45
2. O2(g) + H2O(l) +4e -> 4OH (aq) E0=0,4
3. O2(g) + 4H+(aq) + 4e -> 2H2O E0 = 1,2
Zn2+(aq) + 2e ->Zn(s) E0=-0,76
Vet inte om det där gick att tyda men om ni har Reaktion 1 Kemi 1 boken finns tabellen på sidan 262 och reaktionerna specifikt på sidan 269.
Men hur som helst oxideras ju järnet eftersom reaktionerna 2 och 3 är högre upp i tabellen och formeln E0=E0(reduktion)-E0(oxidation) ger det ett bra värde om järnet oxideras. Men Zink är ju ungefär på samma ställe i tabellen så de borde ju också oxidera med reaktionerna 2 och 3 som järn. Det blir ju E0= 0,4--0,76 vilket är 1,16 om man tar reaktion 2 som reduceras. Det blir ju bra och reaktionen sker spontant. Men så varför oxideras inte Zink i zinkbeläggningar i verkliga livet?
Korrosion är inte samma sak som oxidation.
Kemibegrepp ger lätt en skev bild av materials egenskaper som determinerade av ett fåtal faktorer när de generellt är komplexa och inte går att härleda från tumregler.
Järns benägenhet till korrosion är delvis relaterat till dess normalpotential men är också fysikalisk. Kristallstrukturen hos järnoxider är så pass avvikande från järnlegeringars att ytlagret spricker och blir porröst vilket accellererar korrosionen när den väl inletts och då den effektiva ytan som syre kan angripa ökar geometriskt. Kemiska reaktioner med vatten kan även katalysera oxidation på ett aggressivare sätt än hos en del andra metaller.
Zink oxiderar men uppvisar inte denna fysikaliska sprickbildning så korrosionen sker långsammare. Oxidlagret, när det väl bildas, är för många metaller i sig ett skyddande lager. Detta är exempelvis fallet med aluminium som är superreaktivt men där ytlagret av oxid är fysikaliskt stabil och kemiskt inte reaktivt.
Korrosion av många metaller sker även i faser och inte bara en rak transformation till en stabil oxid. Detta är förhoppningsvis bekant från koppar där kopparoxider över tid omvandlas till kopparsulfater eller kopparkarbonater vilket vi ser på gröna kopparstatyer när kopparoxider är mer svarta än gröna.
Något liknande sker med förzinkade ytor där oxider bildar nya föreningar som karbonater vilka kan bilda ytor som är mer toleranta för vidare attacker.
Värt att tillägga är att den skyddande oxidhinnan bara är stabil i vissa miljöer. Jag vet inte hur det ser ut för zink, men aluminium har som sagt en liknande princip.
När det gälelr aluminium kan man lätt ta bort korrosionsskyddet genom att tillsätta kloridjoner. Du kan själv testa det genom att lägga en bit aluminiumfolie i vinäger, ättika, citronsaft eller en annan sur lösning. Det kommer inte hända så mycket eftersom aluminiumoxiden på ytan skyddar aluminiummetallen därunder.
Om man tillsätter lite salt till lösningen och sätter i aluminiumbiten kommer den att börja fräsa och lösas upp. Kloridjonerna från saltet kan binda till aluminiumet och förhindra att det bildas en skyddande oxidhinna.
