11.3 Корозія металів

Руйнування металів та їх сплавів під дією навколишнього середовища називається корозією. Корозія – це самочинний процес, який наносить великі економічні збитки. В основі корозії лежить хімічна реакція між металом та компонентами середовища, яка перебігає на межі поділу фаз. Найбільш поширеною і небезпечною є електрохімічна корозія, яка розвивається під час контакту металів з розчинами електролітів. На поверхні металу при цьому відбувається два процеси: окиснення металу Ме – nē  Ме⁺ⁿ і відновлення окисників Ox + nē  Red,

де Ox – розчинений в електроліті окисник, Red – відновлена форма окисника. Унаслідок електрохімічної корозії метал руйнується, перетворюючись на малорозчинну сполуку або розчиняється і переходить у рідке середовище у вигляді іонів. Так, у нейтральних водних розчинах, де окисником є розчинений у воді кисень, корозія заліза перебігає за схемою:

Fе – 2ē = Fе²⁺;

2Н₂О + О₂ + 4ē = 4ОН^–.

Сумарна реакція у молекулярній формі матиме такий вигляд:

Fе + 2Н₂О + О₂ = 2Fе(ОН)₂

Ферум(ІІ) гідроксид частково окиснюється киснем до Fе(ОН)₃.

4Fе(ОН)₂ + 2Н₂О + О₂ = 4Fе(ОН)₃.

У результаті утворюється "бура іржа" – суміш Ферум(ІІ) і Ферум(ІІІ) оксидів та гідроксидів.

Корозійна стійкість металів характеризують швидкістю корозії зразків і глибиною проникнення корозії у метал. Швидкість корозії визначалася гравіметричним методом за зміною маси зразка у процесі корозії, віднесеною до одиниці поверхні і одиниці часу випробування.

Проблема боротьби з корозією – одна з найважливіших проблем сучасності. На лекції надається коротка характеристика найбільш поширених методів захисту металів від корозії, які застосовуються у харчовій промисловості: застосування захисних покриттів (металічних, лакофарбових, емалевих), мастил або інгібіторів корозії, легування металів, протекторний захист.

Лекція № 12 Електрохімічні процеси

План лекції

1. Електрохімічні процеси у розчинах електролітів. Іонна сила електролітів.

2. Електроди. Електродний потенціал. Електроди І-го і ІІ-го роду. Окисно-відновні електроди. Рівняння Нернста.

3. Електрохімічні системи. Електрорушійна сила.

4. Вимірювання електродних потенціалів. Водневий електрод.

Рекомендована література: [1] С.409-435, [2] С.76-83, [4] С.182-192, 312-318.

12.1 Електрохімічні процеси у розчинах електролітів

У розчинах електролітів перебігає низка самочинних процесів: дисоціація, сольватація, міжіонна взаємодія і т.д. При цьому дуже важко визначити реальну концентрацію електроліту: кількість іонів у розчині визначається внеском кожного з факторів. Тому замість звичайної концентрації введено поняття "активної концентрації", або активності. Активність – це фізична величина, підстановка якої замість концентрації у будь-які рівняння та закони, що описують властивості розчинів, робить їх придатними для розчинів електролітів. Величина активності відрізняється від значень концентрації на коефіцієнт активності:

a = с×g, (12.1)

де g – коефіцієнт активності, який безпосередньо враховує взаємодію між іонами.

Значення коефіцієнтів активності електролітів залежать від загальної концентрації всіх іонів, присутніх у розчині, та їх валентності. У зв’язку з цим було введене поняття “іонної сили розчину”:

. (12.2)

Рівняння, за яким визначають коефіцієнти активності електролітів має вигляд:

, (12.3)

де n_k і n_a – заряди катіону і аніону; І – іонна сила електроліту; А – стала, що залежить від природи розчинника, зокрема для води за Т = 298 К А = 0,51.