ELEKTROCHEMIA

• Reakcje  polegające na wymianie 

elektronów pomiędzy substancją 
utleniającą a substancją redukującą 
to reakcje utleniania i redukcji 
(procesy redoks).

ELEKTROCHEMIA

 2 Mg  (s) + O

2

2 MgO

(g) 

(s)

magnez jest reduktorem: utlenia się do jonów 
Mg

2+

tlen jest utleniaczem: redukuje się do O

2-

 

 
 

Samorzutna reakcja?
 
Jaki jest kierunek reakcji?

ELEKTROCHEMIA

Cu

2+

 (aq)  +  Zn (s)                Cu (s)   +  Zn

2+

 (aq)          

Cu

2+

 (aq)  +  Zn (s)                Cu (s)   +  Zn

2+

 (aq)          

Ogniwo Daniella

Zn  ZnSO

4

 (c

1

)  CuSO

4

 (c

2

)  Cu

mostek solny

anoda

Ogniwo Daniella (wersja z 
mostkiem solnym)

katoda

Ogniwo Daniella

• Ogniwo Daniella jest źródłem 

energii elektrycznej. 

• Energia powstaje w wyniku 

przebiegającej 

samorzutnie

 

reakcji chemicznej. 

• W ogniwie zachodzą reakcje 

utleniania i redukcji.

Ogniwo Daniella

• DLA OGNIWA DANIELLA:

• elektroda cynkowa (ANODA) (-):

 

Zn         Zn

2+

  +2e

-

• Obserwujemy zużywanie się elektrody 

cynkowej z równoczesnym wzrostem stężenia 
siarczanu cynku w roztworze. Zachodzi 
reakcja utleniania, w trakcie której zachodzi 
przekazanie elektronów elektrodzie 
powodujące pojawienie się ładunku 
ujemnego. Anoda ma więc niższy potencjał. 

• DLA OGNIWA DANIELLA:

• elektroda miedziana (KATODA) (+):
 

Cu 

2+

 +2e

-  

        Cu

 
• Jednocześnie na katodzie wydziela się miedź, 

a stężenie siarczanu miedzi maleje. Zachodzi 
reakcja redukcji.

• Katoda ma wyższy potencjał w wyniku 

odbierania elektronów przez substancję 
ulegającą redukcji.

Cu

2+

 (aq)  +  Zn (s)                Cu (s)   +  Zn

2+

 (aq)          

SUMARYCZNA reakcja w ogniwie:

Ta sama reakcja zachodzi w roztworze 
siarczanu miedzi, ale nie towarzyszy temu 
przepływ prądu. 

W ogniwie galwanicznym w wymianie 
elektronów pośredniczy obwód 
zewnętrzny ogniwa. 

Potencjał elektrody zanurzonej w roztworze 

jonów tego samego pierwiastka zwany 

potencjałem utleniająco-redukujacym 

(potencjał redox), określa 

RÓWNANIE 

NERNSTA

E = E

o

 + RT/nF * lna

M

n

+

E

o

 - potencjał normalny,

R - stała gazowa, 
F - stała Faraday’a, 
n - liczba elektronów biorących udział w 
reakcji utlenienia-redukcji, 
a

M

n

+

 - aktywność kationów metalu w 

roztworze (dla roztworów rozcieńczonych: 
stężenie).

OGNIWA GALWANICZNE

• W ogniwie  wytwarza się różnica 

potencjałów określana jako SIŁA 
ELEKTROMOTORYCZNA OGNIWA (SEM).

 

• PÓŁOGNIWO

 to metal (elektroda) wraz z 

otaczającym go roztworem.

• OGNIWO

 to dwie elektrody zanurzone w 

elektrolicie (przewodniku jonowym), którym 
może być roztwór, ciecz lub  ciało stałe.

Budowa ogniw galwanicznych:

• półogniwa mogą być zanurzone w 

tym samym elektrolicie

•  półogniwa mogą być zanurzone w 

różnych elektrolitach. 

• kontakt elektryczny zapewniony jest 

przez klucz elektrolityczny. 

OGNIWA GALWANICZNE

 

PÓŁOGNIWO WODOROWE

Standardowe półogniwo wodorowe

Pt  H

2

 (g)  H

+ 

(aq)

 2H

3

O

+

  + 2e

-

        H

2

 +    2 H

2

O      

 

• Potencjał  standardowego półogniwa wodorowego przyjmuje 

się umownie za ZERO. 

• Siła elektromotoryczna (SEM) ogniwa złożonego z normalnej 

elektrody wodorowej i dowolnej innej elektrody daje zatem 
bezpośrednio potencjał zastosowanej elektrody. 

• Stosując elektrodę wodorową można wyznaczyć względne 

wartości potencjałów normalnych przez pomiar siły 
elektromotorycznej ogniwa zbudowanego z normalnej 
elektrody wodorowej i badanej elektrody zanurzonej w 
roztworze swych jonów o aktywności równej jedności.
SEM takiego ogniwa jest różnicą potencjałów normalnych 
obu elektrod.

E

o

 = E

oH2

 - E

oM

• Ponieważ potencjał standardowej elektrody wodorowej równa 

się zeru to zmierzona wartość SEM jest STANDARDOWYM 
WZGLĘDNYM POTENCJAŁEM DANEJ ELEKTRODY.

 

PÓŁOGNIWO WODOROWE

SZEREG 

ELEKTROCHEMICZNY

• Reakcje elektrodowe uszeregowane 

według rosnących wartości 
odpowiadających im potencjałów 
standardowych noszą nazwę 
szeregu napięciowego metali

• Stabelaryzowane są nie tylko 

wartości potencjałów standardowych 
elektrod metalicznych, ale także 
gazowych oraz elektrod redoks.  

Elektroda

Reakcja elektrodowa

Potencjał 

standardowy

/V/

K/K

+

K ⇆ K

+

 + e

- 2,92

Ca/Ca

2+

Ca ⇆ Ca

2+

 + 2e

- 2,84

Na, Na

+

Na ⇆ Na

+

 + e

- 2,71

Mg/Mg

2+

Mg ⇆ Mg

2+

 + 2e

- 2,37

Al/Al

3+

Al ⇆ Al

3+

 + 3e

- 1,66

Zn/Zn

2+

Zn ⇆ Zn

2+

 + 2e

- 0,76

Cr/Cr

3+

Cr ⇆ Cr

3+

 + 3e

- 0,71

Fe/Fe

2+

Fe ⇆Fe

2+

 + 2e

- 0,44

Cd/Cd

2+

Cd ⇆ Cd

2+

 + 2e

- 0,43

Co/Co

2+

Co ⇆ Co

2+

 + 2e

- 0,25

Ni/Ni

2+

Ni ⇆ Ni

2+

 + 2e

- 0,24

Sn/Sn

2+

Sn ⇆ Sn

2+

 + 2e

- 0,14

Pb/Pb

2+

Pb ⇆ Pb

2+

 + 2e

- 0,13

H

2

/H

+

H

2

 

⇆

 2H

+

 + 2e

0,00

Cu/Cu

2+

Cu

2+

 + 2e ⇆ Cu

+ 0,345

Hg/Hg

2+

Hg

2+

 + 2e ⇆ Hg

+ 0,854

Ag/Ag

+

Ag

+

 + e⇆Ag

+ 0,800

Au/Au

+

Au

+

 + e ⇆ Au

+ 1,420

SZEREG ELEKTROCHEMICZNY - 

ZNACZENIE

1. Znajomość standardowych 

potencjałów elektrod umożliwia 
obliczanie siły elektromotorycznej 
ogniw złożonych z dwóch dowolnych 
półogniw.

Obliczając SEM danego ogniwa zapisujemy schemat ogniwa, tak by symbol 

półogniwa w którym zachodzi redukcja, znalazł się po prawej stronie.

 

Jest to ogólnie przyjęta zasada schematycznego zapisywania ogniw!

Np. schemat ogniwa Daniella w którym zachodzi reakcja:

Cu

2+

 (aq)  +  Zn (s)                Cu (s)   +  Zn

2+

 (aq)          

zapiszemy:

Zn  ZnSO

4

 CuSO

4

 Cu

Zn/Zn

2+

Zn <=> Zn

2+

 + 2e

- 0,76 V

Cu/Cu

2+

Cu

2+

 + 2e <=> Cu

+ 0,345 V

Wartości potencjałów odpowiednich półogniw 
wynoszą

:

SEM STANOWI RÓŻNICĘ POTENCJAŁÓW ELEKTRODY PRAWEJ I LEWEJ:

E = +0,34V - (-0,76V) = 1,10 V

 

• SEM ogniwa zbudowanego z dwóch 

metali jest tym większą im dalej od 
siebie są one położone w szeregu 
napięciowym.

SZEREG ELEKTROCHEMICZNY - 

ZNACZENIE

2. Potencjały standardowe substancji 

informują o ich właściwościach. 

SZEREG ELEKTROCHEMICZNY - 

ZNACZENIE

Wypierają  H

2

 z wody, pary, 

kwasów

Li

K

Ca

Na

Wypierają  H

2

 z pary, 

kwasów

Mg

Al

Mn

Zn

Fe

Wypierają  H

2

 z tylko z 

kwasów

Ni

Sn
Pb

H

2

Nie wypierają

H

2 

z kwasów 

Cu

Ag

Pt

Au

• Metale o dodatnim potencjale 

reagują 

TYLKO

 z kwasami 

utleniającymi  czemu towarzyszy 
redukcja niemetalu wchodzącego w 
skład kwasu:

3Cu + 8HNO

3

  3Cu (NO

3

)

2

 + 2NO 

+4H

2

O

• Metale w stanie wolnym 

zachowują się jak reduktory. Są 
tym silniejszymi reduktorami im 
niższy jest ich potencjał 
standardowy. 

SZEREG ELEKTROCHEMICZNY - 

ZNACZENIE

Praktyczny podział ogniw galwanicznych

• nieodwracalne

 ogniwa galwaniczne 

(ogniwa pierwotne)

• ogniwa odwracalne  

- akumulatory 

(ogniwa wtórne)

• ogniwa paliwowe 

, w których 

substraty reakcji elektrodowych 
doprowadzane są z zewnątrz do 
powierzchni elektrod.

ELEKTROLIZA

ELEKTROLIZA

• W ogniwie galwanicznym energia 

elektryczna powstaje w wyniku 
przebiegającej w nim samorzutnie reakcji 
chemicznej. 

• Urządzenie zbudowane w taki sam sposób 

jak ogniwo, lecz w którym przebieg reakcji 
wymuszony jest przez przyłączenie 
elektrod do zewnętrznego źródła prądu 
stałego nazywane jest elektrolizerem. 

• Proces zachodzący w elektrolizerze to 

ELEKTROLIZA

. 

ELEKTROLIZA

Katoda: reakcja redukcji (-) elektrony płyną z zewnętrznego źródła prądu
Anoda: reakcja utleniania (+) elektrony płyną do zewnętrznego źródła prądu

.

• Michael Faraday (1833 r) - pierwsze ilościowe 

badania nad zjawiskiem elektrolizy. 

 
• masa substancji ulegającej przemianie na elektrodzie 

jest proporcjonalna do przepuszczonego przez 
elektrolit ładunku elektrycznego

• masy różnych substancji ulegających podczas 

elektrolizy przemianom elektrochemicznym na 
elektrodach wskutek przepływu tej samej wielkości 
ładunku elektrycznego są proporcjonalne do ich 
równoważników elektrochemicznych. 

 

ELEKTROLIZA

m= k

e

It

 
m – masa substancji, która uległa przemianie chemicznej
I- natężenie prądu  [A]
t- czas elektrolizy [s]
k

e

- równoważnik elektrochemiczny, odpowiadający masie substancji, 

która uległa przemianie pod wpływem ładunku jednego kulomba [g/C]

 

k

e

 = G/ zF

 
G – masa molowa reagenta [g/mol]
z- liczba elektronów biorąca udział w reakcji
F- stała Faradaya, czyli ładunek niesiony przez 1 mol elektronów, 
96 480 C/mol

ELEKTROLIZA

• Procesy chemiczne przebiegające na 

powierzchni elektrod podczas 
przepływu prądu zależą od 
właściwości chemicznych zarówno 
metalu jak i składników roztworu, a 
ponadto od różnicy potencjałów 
pomiędzy elektrodami. 

ELEKTROLIZA

• Reakcje katodowe (reakcje redukcji)
np.:

Cu

2+

 + 2e

-

 Cu

2H

3

O

+

 + 2e

-

 H

2

 + 2H

2

O

• Kolejność wydzielania substancji jest związana z ich położeniem w 

szeregu elektrochemicznym.

• Jeżeli elektrolit stanowią obojętne sole metali I grupy układu 

okresowego np. NaCl, Na

2

SO

4

 to na katodzie zachodzi reakcja 

redukcji wody: 

2H

2

O + 2e

-

 H

2

 + 2OH

-

Nie można otrzymać metali alkalicznych z roztworów wodnych 

ich soli!

Redukcja tych kationów zachodzi łatwo ze stopionych soli

ELEKTROLIZA

Reakcje anodowe (reakcje utleniania).  Istotny jest materiał 

anody.

• ELEKTRODY NIEROZPUSZCZALNE 

(Pt, C, Pd, Au). 

Rolą elektrody jest transport elektronu od substancji z roztworu do 

obwodu zewnętrznego elektrolizera. 

Jeżeli w roztworze obecne są jony halogenkowe (Cl

-

, I

-

) to na anodzie 

wydzielają się chlorowce: 

 

2Cl

-

  Cl

2

+ 2e

-

 

Utlenianie wody 

jest jedyną reakcją anodową w roztworach 

siarczanów , azotanów, fosforanów (jony te nie ulegają utlenieniu 
w środowisku wodnym)

2H

2

O  O

2

 + 4H

+

+ 4e

-

ELEKTROLIZA

• ELEKTRODY ROZPUSZCZALNE  

uczestniczące 

w procesie utleniania anodowego (elektrody 
wykonane z Fe, Zn, Cu, Ni).

Może nastąpić roztwarzanie elektrody:

Cu  Cu

2+

 + 2e

-

ELEKTROLIZA

• Zastosowanie elektrolizy
• jedyna przemysłowa metoda 

otrzymywania fluoru

• metoda otrzymywania metali 

alkalicznych w wyniku elektrolizy 
stopionych soli

• otrzymywanie powłok galwanicznych
• otrzymywanie metali o wysokiej 

czystości (elektrorafinacja miedzi)

ELEKTROLIZA

KOROZJA MATERIAŁÓW

KOROZJA

• Korozja jest to proces niszczenia 

metali w wyniku reakcji 
elektrochemicznych i chemicznych 
zachodzących podczas zetknięcia się 
metali z otaczającym je 
środowiskiem gazowym albo ciekłym. 
Proces zaczyna się na powierzchni 
metalu.

Biorąc za podstawę klasyfikacji przyczyny zjawiska 

rozróżnia się trzy rodzaje korozji:

• elektrochemiczną 

• chemiczną

• biologiczną

Korozja elektrochemiczna jest najczęściej 

spotykanym typem korozji.

Korozji ulegają nie tylko metale, ale także materiały 

konstrukcyjne takie jak beton czy tworzywa 

sztuczne. 

KOROZJA

• Właściwym procesem korozyjnym 

wywołanym przez działanie ogniw 
korozyjnych jest proces anodowy 

(przejście atomów metalu M do 
roztworu w postaci jonów dodatnich 
M

n+

, gdzie n oznacza ich ładunek

M  M

n+

 + n e

KOROZJA METALI 

• Uwolnione w procesie anodowym 

elektrony zużywane są w równolegle 
przebiegającym procesie katodowym. 

Może to być wydzielanie wodoru: w przypadku 
kwaśnego roztworu elektrolitu depolaryzacja 
wodorowa przebiega według równania reakcji:

2H

+

 + 2e  H

2

albo redukcja rozpuszczonego w obojętnym 
roztworze elektrolitu tlenu (depolaryzacja 
tlenowa) według równania:

1/2 O

2

 + 2e + H

2

O  2 OH

-

KOROZJA METALI 

Proces anodowy i katodowy biegną w różnych miejscach 

powierzchni metalu.

Lokalne ogniwa korozyjne można podzielić na:

• ogniwa powstałe wskutek zetknięcia dwóch różnych 

metali 

• ogniwa powstałe w wyniku zetknięcia metalu z 

wtrąceniami niemetalicznymi  (np. tlenek metalu)

• ogniwa wytworzone wskutek częściowej pasywacji 

metalu, tj. częściowego pokrycia go tlenkami 

• ogniwa powstałe w rezultacie napięć mechanicznych, 

występujących w niejednorodnym chemicznie metalu 
czy stopie. 

• ogniwa stężeniowe tworzące się wówczas, gdy kawałek 

metalu styka się z roztworami o różnych stężeniach soli 
lub tlenu

KOROZJA METALI 

KOROZJA METALI 

O

2

 + 4e

-

 + H

2

O  4 

OH

-

2Fe  2Fe

2+

 + 

4e

-

• W przypadku płytki z żelaza powstające w reakcji katodowej 

jony OH

-

 spotykają się z dyfundującymi od obszarów 

anodowych jonami Fe

2+

 dając nierozpuszczalny Fe(OH)

2

. Pod 

wpływem rozpuszczonego w wodzie tlenu Fe(OH)

2

 ulega 

powolnemu utlenieniu do Fe(OH)

3

 według równania

2Fe(OH)

2

 + H

2

O + 1/2O

2

  2Fe(OH)

3

• Mieszanina wodorotlenków Fe(OH)

2

 i Fe(OH)

3

, po dłuższym 

czasie na skutek reakcji częściowo przechodzi w tlenki 
żelaza(III) o różnym stopniu uwodnienia lub w węglany. Jest 
to tzw. rdza.

• Dla metali technicznych proces korozji jest znacznie 

bardziej skomplikowany, co wynika z niejednorodności 
powierzchni i zawartych w nich domieszek.

KOROZJA METALI 

W krańcowym przypadku korozję 
można rozpatrywać jako wynik 
działania lokalnych mikroogniw, w 
których rolę mikroanod odgrywa 
korodujący metal mikrokatod zaś 
obce wytrącenia. 

KOROZJA

• Korozja może być także 

spowodowana przez przepływ 
przypadkowych prądów. Prądy 
pochodzą z rozmaitego typu 
urządzeń (tramwaje, kolej 
elektryczna). Np. dla rur zakopanych 
w ziemi na granicy styku metal-
wilgotna gleba  zachodzą procesy, w 
wyniku których w miejscach gdzie 
prąd opuszcza przewód zachodzi 
korozja. 

KOROZJA

OCHRONA PRZED KOROZJĄ

Istotny jest dobór tworzywa i  jego 
odpowiednia obróbka, gdyż wszelkie 
niejednorodności sprzyjają korozji.   

1. Dobór odpowiedniego metalu lub 

stopu.

2. Osłabienie agresywności 

środowiska. Sposób ten można 
stosować, gdy ilość ośrodka 
atakującego jest ograniczona. 
Stosuje się w tym przypadku: 

• zmniejszenie depolaryzacji 

tlenowej 

przez usuwanie tlenu i 

elektrolitów o odczynie obojętnym 
np. odpowietrzanie wody kotłowej 

OCHRONA PRZED KOROZJĄ

• inhibitory (opóźniacze). 

Są to substancje 

organiczne lub nieorganiczne, które 
dodane do środowiska agresywnego, 
zmniejszają wybitnie szybkość procesów 
korozyjnych. Działanie inhibitorów 
tłumaczy się tworzeniem trudno 
rozpuszczalnych warstewek zaporowych w 
miejscach katodowych lub anodowych 
metalu. 

OCHRONA PRZED KOROZJĄ

• ochrona katodowa 

polega na tym, że do konstrukcji 

chronionej dołącza się zewnętrzną anodę w postaci 
metalu o potencjale elektrodowym niższym niż materiał 
chronionej konstrukcji. 
Płyta taka nazywa się PROTEKTOREM.
Połączenie protektora z konstrukcją chronioną 
wykonuje się przez bezpośredni styk lub za pomocą 
przewodnika. Materiał chronionej konstrukcji staje się 
katodą i nie koroduje. 
Dobrym materiałem na protektor dla konstrukcji 
pracujących w wodzie morskiej jest cynk. Ma on 
zastosowanie do ochrony kadłubów statków, kotłów i 
rurociągów. 

OCHRONA PRZED KOROZJĄ

• 

powłoki ochronne metaliczne

 na podstawie działania 

rozróżnia się powłoki katodowe i anodowe. 

POWŁOKI KATODOWE 

utworzone są z metalu o potencjale elektrodowym 

bardziej elektrododatnim niż metal chroniony w danych warunkach 
oddziaływania środowiska.
Działanie powłoki ochronnej katodowej jest czysto mechaniczne, spełnia 
swoje zadanie tylko wtedy, gdy powłoka jest całkowicie szczelna.
Powłokami katodowymi na stali są: nikiel, miedź, cyna, ołów, chociaż 
mogą być stosowane również powłoki wielowarstwowe np. Cu-Ni-Cr. 

POWŁOKI ANODOWE 

utworzone są z metalu o bardziej elektroujemnym 

potencjale elektrodowym niż metal chroniony. Powłoki te chronią metal 
elektrochemicznie, nawet jeżeli są porowate. Dla stopów żelaza 
najlepszym pokryciem anodowym jest cynk i kadm. 

OCHRONA PRZED KOROZJĄ

• powłoki ochronne niemetaliczne 

otrzymuje się 

przez wytworzenie na powierzchni metalu chronionego 
jego związku chemicznego, najczęściej tlenku, 
fosforanu itp. na drodze reakcji chemicznej lub 
elektrochemicznej. 

Powłoki ochronne niemetaliczne nakładane dzielą się na:

a) nieorganiczne - emalie, powłoki cementowe
b) organiczne - lakiery, smoły, asfalty, smary i farby

Głównym zadaniem tych powłok jest mechaniczna 
izolacja powierzchni metalicznej od środowiska 
agresywnego.

OCHRONA PRZED KOROZJĄ

OCHRONA PRZED KOROZJĄ

Przykłady zastosowania powłok metalicznych

Zn/Zn

2+

Zn <=> Zn

2+

 

+ 2e

- 0,76

Fe/Fe

2+

Fe <=> Fe

2+

 + 

2e

- 0,44

Sn/Sn

2+

Sn <=> Sn

2+

 

+ 2e

- 0,14

Fe/elektrolit/Sn.

Fe  Fe

2+

 + 2e

Uwolnione elektrony są zużywane w 
procesie katodowym (depolaryzacja 
wodorowa, gdy roztwór jest kwaśny, a 
tlenowa - gdy obojętny. 

Zn / elektrolit / Fe 

PASYWNOŚĆ METALI

• Właściwość metali polegająca na 

tym, że nie ulegają one reakcji 
anodowego roztwarzania pomimo 
osiągnięcia potencjału, przy którym 
proces ten powinien zachodzić. 
Jedna z teorii pasywacji zakłada, że 
na powierzchni metalu tworzy się 
cienka warstewka tlenku, która 
izoluje metal od zetknięcia się ze 
środowiskiem. 

Pasywacji ulegają:
• chrom, nikiel, molibden, tytan, 

cyrkon – pod wpływem działania 
powietrza

• żelazo – pod wpływem działania np. 

stężonego kwasu azotowego

PASYWNOŚĆ METALI

Pasywacji sprzyja:
• obecność anionów o działaniu 

utleniającym (np. NO

3

-

, ClO

3

- 

) 

Pasywacji przeciwdziała:
• obecność jonów halogenkowych, 

substancji redukujących oraz 
podwyższenie temperatury. 

PASYWNOŚĆ METALI

KOROZJA CHEMICZNA

KOROZJA CHEMICZNA

Korozja chemiczna polega na bezpośrednim ataku 
czynnika korozyjnego na metal lub stopy. 
Przez metal podczas reakcji z czynnikiem 
korozyjnym (utleniaczem) 

NIE PRZEPŁYWA PRĄD 

ELEKTRYCZNY

. Wymiana elektronów między 

metalem a utleniaczem przebiega w środowisku 
nie wykazującym przewodnictwa jonowego. 
Reakcję korozji według mechanizmu chemicznego 
można przedstawić za pomocą ogólnego równania.

mM + nU --> M

m

U

n

M - metal, U - utleniacz

• Najpospolitszym przykładem tego typu korozji 

jest korozja w gazach w podwyższonej 
temperaturze. 
Żelazo czyli stal ogrzewane w powietrzu lub 
ogólnie w atmosferze utleniającej, powleka się 
warstewką tlenków żelaza głównie: Fe

3

O

4

, ale 

powstają także pewne ilości Fe

2

O

3

 i FeO, 

wskutek bezpośredniej reakcji między żelazem 
a tlenem czy też innym czynnikiem 
utleniającym. 

KOROZJA CHEMICZNA

Korozja chemiczna atakuje zwykle 

równocześnie całą powierzchnię metalu 
narażoną na zetknięcie z czynnikiem 
korozyjnym albo prowadzi do wytworzenia 
szczelnie przylegającej ochronnej warstwy 
produktów korozji, albo daje w wyniku 
warstwę porowatą, nie chroniącą metalu. 
W tym drugim przypadku korozja trwa aż 
do zupełnego zniszczenia metalu lub 
wyczerpania czynnika korozyjnego.

KOROZJA CHEMICZNA