Тема 12. Коррозия металлов

Коррозией металлов называют процесс самопроизвольного разрушения металлов под действием окружающей среды. Различают химическую корро­зию — разрушение металлической поверхности под действием сухих газов и электрохимическую коррозию — разрушение металла под действием электроли­та внешней среды (при контакте двух металлов), сопровождающееся возникновением слабого электрического тока. В основе электрохимической коррозии металлов лежит принцип действия непрерывно работающего гальванического элемента.

Взаимодействие химически чистого металла с водой или с разбавленной кислотой (кроме самых активных металлов) приводит лишь к образованию двойного электрического слоя и возникновению разности потенциалов в мес­те контакта, которая препятствует дальнейшему протеканию окислительно-восстановительного процесса. Но при соприкосновении двух металлов раз­личной активности (при соединении металлов проводником или при контак­те примесей в составе сплава) в среде электролита образуется гальванический элемент, развивается окислительно-восстановительный процесс, протекающий в направлении растворения более активного металла.

Одним из наиболее распространенных способов защиты металлов от электрохимической кор­розии является использование катодных и анодных металлических покрытий.

Катодное покрытие — это покрытие менее активным металлом, который будет являться катодом по отношению к защищаемому металлу. Поскольку при электрохимической коррозии окислению подвергается анод, при повреждении катодного покрытия защищаемый металл будет корродировать. Катодная защита основана на подсоединении защищаемого металла к отрицательному полюсу источника постоянного тока.

Анодное (протекторное) покрытие — это покрытие более активным металлом, который бу­дет являться анодом по отношению к защищаемому и при коррозии будет разрушаться, предохраняя защищаемый металл. Протекторная защита основана на соединении металла защищаемого объ­екта (корпуса судна, цистерны) металлическим проводником с более актив­ным металлом или сплавом (магнием, цинком и т. п.), который служит ано­дом и растворяется. При этом металл корпуса судна или цистерны не разру­шается. Анодом такого микрогальванического элемента всегда является более ак­тивный металл (с меньшей алгебраической величиной стандартного электрод­ного потенциала), катодом — менее активный металл. Металл анода всегда подвергается окислению (растворению), тогда как на катоде воз­можны два основных восстановительных процесса: а) восстановление ионов водорода (коррозия в кислой среде); б) восстановление кислорода в воде (атмосферная коррозия).

Потенциал, отвечающий электродному процессу 2Н⁺+ 2ē = Н₂ в нейтральной среде равен -0,41В, ионы водорода в нейтральной среде могут окислить только те металлы, потенциалы которых ниже, т. е. стоящие от нача­ла ряда до кадмия. Потенциал процесса 2H₂O + O₂ + 4ē = 4OH^- в нейтральной среде равен +0,8 В, т. е. вода с растворенным кислородом может окислить большее количество металлов, от начала ряда до серебра. Очевидно, что вода с растворенным в ней кислородом является более активным коррозион­ным агентом. Таким образом, ионы водорода в кислой среде и кислород в нейтральной среде являются самыми распространенными окислителями, кото­рые восстанавливаются на катодном участке металла. Например, при корро­зии цинка в контакте с медью в кислой среде возникает микрогальваниче­ский элемент, анодом которого будет цинк. На аноде будет происходить процесс окисления цинка, ионы цинка будут переходить в раствор, а электроны, потерянные атомами цинка, будут переходить на мед­ный участок, заряжая его отрицательно. Ионы водорода будут притягивать­ся к меди и восстанавливаться на ней.

Пример. Составьте схему процессов, протекающих при атмосферной коррозии омедненного железа.

Решение. Сравниваем стандартные потенциалы железа (-0,44 В) и меди (+0,34 В), вывод – железо – более активный металл. Приводим схему коррозии (Fe | H₂O, O₂ | Cu) и пишем уравнения реакций:

2	А	Fe - 2ē = Fe2+
1	К	2H2O + O2 + 4ē = 4OH-
2Fe + 2H2O + O2 = 2Fe(OH)2

В ходе данной реакции получается гидроксид железа (II) светло-зеленого цвета, в дальнейшем он окисляется:

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃ (бурого цвета),

а Fe(OH)₃ разлагается по схеме:

Fe(OH)₃ → H₂O + FeOOH (ржавчина).

Суммарное уравнение:

4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃ или 4Fe + 2H₂O + 3O₂ = 4FeOOH.