Раздел 2 Электрохимическая коррозия металлов

2.1. Определение электрохим. Коррозии

Электрохимическая коррозия – самопроизвольное разрушение металлов в среде электролитов, при котором ионизация атомов металла и восстановление окислителя протекают как два независимых, но сопряженных процесса и их скорости зависят от значения электродных потенциалов.

Причиной электрохимической коррозии является термодинамическая неустойчивость металла в среде электролита (электролит - раствор солей кислот, щелочей , проводящих электрический ток).

2.2 Механизм электрохимической коррозии

При электрохимической коррозии, если поверхность металла содержит вкрапления других металлов, возникают энергетически разнородные участки, на ко­торых протекают процессы, аналогичные катодным и анодным реакциям в электрохимической цепи ( микрогальваническая пара).

Основное отличие механизма электрохимической коррозии от механизма химической коррозии заключается в том, что общая реакция взаимодействия металла с внешней средой может разделяться на три основных процесса:

1) анодный процесс - переход металла в раствор в виде гидратированных ионов;

2) переток электронов по металлу от анодных участков к катодным и соответствующего перемещения катионов и анионов в растворе;

3) катодный процесс - переход избыточных электронов в металле к деполяризаторам (атомам, молекулам или ионам раствора, которые могут восстанавливаться на катоде).

Таким образом, электрохимическая коррозия на неоднородной (гетерогенной) поверхности металла аналогична работе гальванического элемента.

А- (анод) - железный Е0 (Fe/Fe2+) = - 0.44 B ( стандартный потенциал) 1) Fe0 -2e- = Fe2+	Раствор электролита (HCl, NaOH, O2 + H2O) + 2OH- = Fe(OH)2 ↓ + 2Cl- = FeCl2 3) Кислая среда: E(2H+/H2) = - 0.059 pH 2H+ + 2e- =H2 (водородная деполяризация) Нейтральная среда: E(O2/4OH-) =1.23 - 0.059 pH O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- ( кислородная деполяризация)
К +(катод) - медный Е0 (Cu/Cu2+) = 0.34 B 2) n e- e- e- e- e-

ТВЕРДАЯ ФАЗА ЖИДКАЯ ФАЗА

ГЕТЕРОГЕННАЯ СИСТЕМА

При коррозии в нейтральных средах деполяризатором чаще всего бывает растворенный в электролите оксиген, при коррозии в кислотах - ион гидрогена.

Анод является донором электронов и на его поверхности протекает реакция окисления ( потеря электронов) металла:

Ме - nе^- = Меⁿ⁺

Ионы металла, образующиеся на анодных участках металла, переходят в раствор в виде гидратированных или сольватированных катионов, а электроны перемещаются по металлу к катодному участку его поверхности и поля­ризуют (заряжают) ее.

Катод является проводником для электронов. Процесс коррозии осуществляется постоянно лишь в том случае, если электроны из катодных участков отводятся акцепторами электронов - деполяризаторами.

В средах с водным электролитом основными деполяризаторами являются:

а) протоны 2Н⁺+2е^- =Н₂(г) (гидрогенная деполяризация); б) оксиген О₂ (г)+4е^-+2Н₂О = 4ОН^- (оксигенная деполяризация).

Чем выше концентрация деполяризатора, тем интенсивнее ассимиляция электронов, больше коррозийный ток, который протекает между катодом и анодом, и быстрее проходит коррозия.

Величины электродных потенциалов оказывают большое влияние на характер коррозионного процесса, поэтому необходимо знать значения этих потенциалов для расчета электродвижущей силы системы.