1. Литературный обзор

1.1. Определение понятия «коррозия металлов». Виды и клaссификация коррозии

Кoррозией называется самопроизвольный процесс разрушения металлoв вследствие физико-химического взаимодействия их с окружающей средой. Разрушение металлов происходит в результате химической или электрохимической реакции. В некоторых случаях химическое влияние сопровождается физическим и называется коррозионной эрозией, коррозионным износом. Ржавлением называется коррозия железа и его сплавов с образованием продуктов коррозии, состоящих в основном из гидратированных оксидов железа. Цветные металлы корродируют, но не ржавеют.

1.1.1 Виды коррозии

Любые коррозионные процессы являются многостадийным, обладают широким распространением и разнообразием условий и сред, в которых они протекают.

На рис.1. представлена классификация коррозионных процессов [2 – 3].

Рис.1. Классификация коррозионных процессов.

2. Классификация по механизму процессов

Различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия – это разрушение металла под действием окислителей, находящихся в коррозионной среде. Такой вид коррозии возникает при контакте металлов с неэлектролитами или в газовой среде при высоких температурах (газовая коррозия). С газовой коррозией мы сталкиваемся довольно часто при коррозии металлов в печах, выхлопных трубах и т.п. Разрушение металлов обусловлено их окислением компонентами газовой среды, такими как кислород, пары воды, оксид углерода (IV), оксид серы (IV) и др. Химическая коррозия протекает без возникновения электрического тока.

Электрохимическая коррозия – это разрушение металла при контакте с электролитами при этом в системе возникает электрический ток. Это наиболее часто встречающийся вид коррозии. Примерами электрохимической коррозии являются разрушение корпусов судов и гидротехнических сооружений в морской и речной воде, коррозия оборудования, соприкасающегося с растворами кислот, щелочей и солей и др [4 – 6].

При электрохимической коррозии металлов одновременно протекают три основных процесса:

1. Анодный процесс – растворение металла (анодное окисление), ионизация атомов, переходящих в виде гидратированных катионов в раствор электролита:

Me + mH₂O → Meⁿ⁺ · mH₂O + ne^–

2. Катодный процесс – образующиеся свободные электроны, оставаясь в кристаллической решетке металла, перемещаются к катод­ным участкам его поверхности, где они ассимилируются либо атомами растворенного кислорода, либо ионами водорода, т.е деполяризаторами D (катодное восстанов­ление):

ne^– + D → [D ne^–]^n–

3. Процесс протекания электронов по металлу от анодных участков к катодным, а также соответствующее перемещение катионов и анионов в электролите, т.е. возникает электрический ток.

Рис. 2. Принципиальная схема электрохимического коррозионного процесса.

Анодный и катодный процессы электрохимической коррозии взаимосвязаны. При переходе одного иона железа в раствор два освободившихся электрона, оставшиеся в металле, участвуют в реакции восстановления деполяризатора. Скорости этих процессов связаны законом электронейтральности металла. Если снятие электронов заторможено в катодном процессе, то и анодный процесс ионизации металла замедлится. Окислитель играет роль деполяризатора, отнимающего электроны у металла, обеспечивающего переход металла в ионное состояние, но не вступает с ним в химическое соединение.

Смещение потенциала металла в положительную сторону обычно облегчает анодный процесс и затрудняет катодный. Смещение потенциала в отрицательную сторону, наоборот, ускоряет катодный процесс и тормозит анодный.

Разрушение металла идет преимущественно на анодных участках корродирующего металла.

Пурбэ предложил представлять термодинамические данные, касающиеся электрохимического и коррозионного поведения металлов в водных средах, в форме компактных диаграмм в координатах потенциал металла – рН среды [7].

Такие диаграммы составлены для большенства металлов. Они наглядно показывают условия, при которых металл термоденамически устойчив либо может реагировать, образуя ионы, оксиды и комплексные соединения. Диаграммы состоят из областей, разграниченных кривыми, которые характеризуют определенные равновесия: горизонтальные – с участием электронов, вертикальные с участием ионов Н⁺ и ОН^–, наклонные с участием электронов, ионов Н⁺ и ОН^–.

Положение этих кривых равновесия на диаграмме зависит от активности ионов металла, Н⁺ и ОН^–, а также активности других ионов.

Пример диаграммы Пурбэ представлен на рис. 3.

Рис .3. Диаграмма Пурбэ для системы железо – вода.