Тема 13. Электрохимическая коррозия металлов

Электрохимическая коррозия металлов - разрушение металлов под действием агрессивной среды электролита с возникновением внутри системы электрического тока.

Механизм: на поверхности металла возникают микрогальванические пары, которые отличаются от обычного гальванического элемента тем, что они короткозамкнуты, т.е. (А) и (К) рядом. Роль проводника I рода играет сам корродируемый металл и возникает направленное движение электронов – электрический ток.

Анод Катод

(А) зона - окисление (K) зона - восстановление

Oxe Red

Ме⁰ - nē ↔ Ме²⁺ окисленная + nē ↔ восстановленная

форма форма

Поляризация-освобождение и сме- Деполяризация – уничтожение,

щение электронов в ходе анодного про- связывание электронов в ходе катод-

цесса ного процесса окислителем

Деполяризаторы – вещества, связывающие электроны

Самые распространённые: 1. катионы водорода (водородная деполяризация)

2. молекулы кислорода, растворённые в электролите

(кислородная деполяризация)

Химизм деполяризации

Кислая среда (рН<7) Щелочная среда (рН>7)

Нейтральная (рН=7)

Водородная деполяризация

1) 2Н⁺ + 2ē ↔ Н₂↑ 1) 2 Н₂О + 2ē ↔ Н₂↑ + 2 ОН‾

Кислородная деполяризация

2) О₂ +4ē + 4Н⁺ ↔ 2Н₂О 2) О₂ +4ē + 2Н₂О ↔ 4ОН‾

Выводы:

1. На катоде имеет место конкуренция за преимущественное связывание электронов между катионами водорода и молекулами О₂, растворенными в электролите.

2. Пойдет тот процесс, потенциал которого больше (φ⁰_max>).

3. Электрохимическая коррозия возможна, если потенциал любой катодной реакции больше, чем потенциал анодного процесса.

4. Катодные процессы водородной и кислородной деполяризации рассчитываются с доступом кислорода воздуха по формулам:

φ^рн_2/2Н+ = 0,186 – 0,059 · рН - η^Н2

^Ме(К)

φ^рo₂/2oн^- = 1,21 – 0,059 · рН - η^О2

^Ме(К)

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ:

«ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ»

Возможна ли коррозия оцинкованного железа при рН = 2, с доступом кислорода воздуха.

Дано: Fe/Zn, рН = 2, с кислородом воздуха.

1. Выписываем φ^р анодного и катодного процесса (см. Приложение В, табл. В.1) при рН=2

φ^рFe⁰/Fe²⁺ = - 0,32В

φ^рZn⁰/Zn²⁺ = -0,84В

2. Т.к. φ^рZn⁰/Zn²⁺ < φ^рFe⁰/Fe²⁺, => Zn – (A), Fe – (K).

3. Химизм: (А) (окисление) Zn⁰ - 2ē ↔ Zn²⁺

(К) (восстановление) 2Н⁺ + 2ē ↔ Н₂↑ (водородная деполяризация)

О₂ + 4ē + 4Н⁺ ↔ 2Н₂О (кислородная деполяризация)

4. η^Н2 = 0,34 (см. Приложение Г, табл. Г.1)

^Fe(К)

η^О2 = 1,07

^Fe(К)

5. Рассчитываем потенциалы катодных процессов по формуле.

φ^р 2Н⁺/Н₂ = 0,186 - 0,059·рН - η^Н2 = 0,186 – 0,059·2 – 0,34 = - 0,272В

^Fe(К)

φ^рО_{2/2 НОН} = 1,21 – 0,059·рН - η^О2 = 1,21 – 0,059·2 – 1,07 = + 0,022В

^Fe(К)

6. Определяем возможность коррозии:

а) (А) – 0,84В < (К) – 0,272В => коррозия возможна, идёт водородная деполяризация.

(А) – 0,84В < (К) + 0,022В => коррозия возможна, идёт кислородная деполяризация.

б) ЭДС₁ = - 0,272 – (-0,84) = + 0,568В

ЭДС₂ = 0,022 – (- 0,84) = + 0,862В >

7. Вывод: коррозия возможна, Zn будет окисляться и катионами водорода, и молекулами кислорода, растворёнными в электролите, но т.к. ЭДС₂ > ЭДС₁, идёт предпочтительнее коррозия с кислородной деполяризацией.