3) Коррозия под действием блуждающих токов

Источником подземных блуждающих токов могут быть различные устройства, работающие на постоянном токе. Это электропоезда, метро, трамваи, троллейбусы, установки для электросварки, электролизёры и т.д. Коррозию под действием внешнего источника электрического тока назы­вают электрокоррозией.

Рассмотрим коррозию подземного стального трубопровода во влажной почве под действием блуждающих токов (рис.14).

В месте входа тока в трубопровод возникает катодный участок, и на этом участке будет протекать реакция восстановления молекулярного ки­слорода, находящегося во влажной почве. Участок металла трубопровода, где происходит выход тока, становится анодом и разрушается.

Рисунок 14 - Коррозия подземных коммуникаций под действием блуждающих токов

Запишем анодный и катодный процессы:

Анод: Fe│Fe° - 2 ё → Fe²⁺ │2

Катод: Fe│О₂+2Н₂О + 4ё →4(ОН)^-│1

Коррозия под действием блуждающих токов обычно приводит к быст­рому разрушению подземных металлических конструкций.

Активаторы процесса коррозии и ускорение разрушения металлов

Химическую коррозию ускоряет повышение концентрации агрессив­ных (способных химически взаимодействовать с металлами) веществ. Интенсивность электрохимической коррозии в основном зависит от природы контактирующих металлов, от концентрации и вида электролита. Скорость электрохимической коррозии тем выше, чем больше разность потенциалов между находящимися в контакте металлами. Например, желе­зо (Е° _Fe/Fe2+ = - 0,44 В) при контакте с медью (Е°_Cu/Cu2+ = +0,34 В) будет разрушаться быстрее, чем при контакте с оловом (E°_Sn/Sn²⁺ = -0,14 В).

Процессы окисления на аноде и восстановления на катоде взаимосвя­заны. При ускорении или торможении катодного процесса будет также по­вышаться или снижаться и скорость коррозии. Так, повышение концентра­ции ионов Н⁺ или молекул кислорода 0₂ в электролите увеличивает ско­рость катодной реакции, а следовательно, ускоряет электрохимическую коррозию металла.

Процессы электрохимической коррозии также сильно ускоряются в присутствии ионов С1 ^- (растворённые соли - хлориды: NaCl, СаС1₂ и др.).

Химическое взаимодействие металлов с различными веществами в до­полнение к электрохимической коррозии всегда увеличивает общую ско­рость разрушения металлов. В большинстве случаев такими активными веществами по отношению к металлам являются кислоты. Кислоты, в ко­торых окислителем является ион Н⁺, реагируют с металлами, имеющими отрицательные значения потенциалов, с образованием солей и выделением газа - водорода Н₂.

Например, если цинковое изделие подвергается воздействию раствора соляной кислоты НС1, то наряду с обычной реакцией растворения цинка в кислоте:

Zn+ 2HC1 →ZnCl₂ + H₂↑

Zn° -2ё →Zn²⁺

2H⁺ +2ё→H₂°↑

происходят также электрохимические процессы в гальванических элемен­тах разного рода, образующихся на поверхности металла:

Анод: Zn° -2ё →Zn²⁺

Катод: 2H⁺ +2ё→ H₂°↑(в кислой среде)

Общая скорость разрушения металла будет складываться из скоростей химического и электрохимического процессов.

Щёлочи в водных растворах химически не взаимодействуют с боль­шинством металлов, однако некоторые амфотерные металлы (алюминий, цинк, бериллий, олово, свинец) разрушаются водными растворами щело­чей, например:

н₂о

2А1 + 6КОН → 2К₃А1О₃ + 3Н₂↑

Рассмотрим, какие процессы происходят при контакте цинкового из­делия с водным раствором щёлочи, например, NaOH. Так же как и в предыдущем примере, цинк вступает в химическую ре­акцию, и при этом, окисляясь, разрушается:

Zn+ 2NaOH→Na₂ZnО₂ + H₂↑

Zn° -2ё →Zn²⁺

2H⁺ +2ё→ H₂°↑

Электрохимическая коррозия цинка в среде электролита в данном слу­чае описывается уравнениями:

Анод: Zn°-2e → Zn²⁺

Катод: О₂ +2Н₂О + 4 ё →4(ОН)^-(в отсутствие кислоты)

Присутствующие в щелочном растворе ионы ОН^- замедляют катодную реакцию, а, следовательно, анодный процесс окисления цинка также будет подавляться.

Таким образом, в щелочной среде коррозия амфотерных металлов происходит практически полностью за счёт химического взаимодействия. Химическое взаимодействие металла с растворами солей также может ускорять процесс коррозии за счёт образования дополнительных микро­гальванических элементов. Известно, что металл может восстанавливать ионы металлов, имеющих более высокие значения потенциалов, из водных растворов солей. Например, при добавлении в электролит, находящийся в контакте с цинком, раствора медной соли происходит восстановление меди (Е_Zn°<Е_Cu °):

Zn + CuSО₄→ZnSО₄+ Cu

Медь осаждается на поверхности цинка в виде мелких кристаллов -образуется множество микрогальванических пар цинк-медь. Сразу начина­ется дополнительная электрохимическая коррозия цинка по схемам:

Анод: Zn│Zn° -2ё →Zn²⁺

Катод: Сu│2H⁺ +2ё→ H₂°↑(в кислой среде)

или:

Анод: Zn│Zn° -2ё →Zn²⁺

Катод: Сu│О₂ +2Н₂О + 4 ё → 4(ОН)^- (в отсутствие кислоты)