2.7 Защита от газовой коррозии

Существует 4 основных метода защиты металлов от газовой коррозии:

1. жаростойкое легирование (Cr, Al, Si);

2. создание защитных атмосфер;

3. защитные покрытия;

4. рациональное конструирование.

Метод жаростойкого легирования рассмотрен в разделе «Жаростойкое легирование».

Защитные атмосферы служат эффективной мерой борьбы против газовой коррозии в ряде процессов металлургической промышленности, например при ковке, горячей прокатке, протяжке, термообработке и т.д.

Для составления инертных атмосфер при термообработке стальных деталей могут быть использованы, помимо, благородных газов, также азот, водород, окись углерода, углеводороды - метан, этан.

Наиболее широкое применение для защиты от газовой коррозии низколегированных сталей и чугунов находят металлические покрытия жаростойкими металлами (алюминием, хромом, кремнием) или сплавами.

В зависимости от технологии нанесения можно различать следующие виды жаростойких покрытий.

1. Плакировка или наварка более жаропрочного сплава;

2. Нанесение горячих покрытий;

3. Диффузионные покрытия;

4. Неметаллические защитные покрытия.

Рациональное конструирование предполагает разработку мер по снижению окисления путем улучшения конструкции печей и других мероприятий.

3. Электрохимическая коррозия

3.1 Термодинамика электрохимической коррозии

Первое и основное отличие электрохимического механизма коррозии от чисто химического состоит в том, что общая реакция химического взаимодействия реагента с металлом при электрохимической коррозии разделяется на два в значительной мере самостоятельно протекающих процесса:

• Анодный процесс (окисление)- переход металла в раствор в виде гидратированных ионов с оставлением эквивалентного количества электронов в металле: Ме → Ме ^+z + zе,

• катодный (восстановление) - ассимиляция появившихся в металле избыточных электронов какими-либо деполяризаторами (атомами, молекулами или ионами раствора, которые могут восстанавливаться на катоде): Д + zе → [Д zе], где Д – деполяризатор (окислитель).

Термодинамическая возможность протекания электрохимической коррозии можно определить по изменению энергии Гиббса:

-ΔG_т = z ∙ F ∙ E ,

где F – число Фарадея;

Е-ЭДС гальванического элемента;

Z – число электронов, участвующих в реакции.

При этом Е=φ_к -φ_А, а φ_к и φ_А определяют в соответствии с уравнением Нернста:

φ_к = φ⁰_{Д / [ Дze]} + RT/ZF∙ ln а _Д

φ_А = φ⁰_Меz+_{/ Ме} + RT/ZF∙ ln а _Меz+

где φ⁰ - стационарный потенциал при а _к=1; Т – температура;

а – активность соответствующих ионов;

R – газовая постоянная.

Величина φ⁰ различных металлов позволяет судить о термодинамической нестабильности металла: чем более электроотрицателен потенциал, тем он более активен, т.е. вступает в реакцию.

Например: φ_Fe2+_{/ Fe} = -0,44 В φ⁰_Al3+_{/ Al} =-1,66 В φ_Cr = -0,913 В

φ_Mg2+_{/ Mg} = -2,37 В φ⁰_Ti = -1,63 В φ_Cd = -0,402 В

φ_Sn = -0,136 В φ_Сu = +0,337 В φ_Au = +1,68 В

Из приведенных данных наиболее электрохимически активными являются титан и алюминий.

Основные катодные реакции :

- кислородная деполяризация О₂ + 4е + 2Н₂О → 4ОН

О₂ + 4е + 4Н⁺ → 2 Н₂О

- водородная деполяризация Н⁺ + е → ½ Н₂

Потенциал, при котором происходит поглощение О₂ и выделение Н₂ :

Н₂ → φ = -0,059 pH ≈ 0,0 В

О₂ → φ = 1,23 – 0,059 pH ≈ 1,23 В

Чтобы решить вопрос о вероятности протекания реакции нужно определить знак ЕДС.

Е = φ_к - φ_А,

где φ_А – потенциал металла в данной среде;

φ_к – потенциал либо водородного либо кислородного электрода в среде.

Например:

Fe в кислой среде :

Е = φ_к - φ_А φ_{А Fe}2+_/Fe = -0,44 В

φ_к ≈ 0 В (в кислой среде)

Е = 0 - (-0,44) = 0,44 В Если Е > 0 , то Δ G < 0 – коррозия возможна.

Cu в кислой среде

φ_{А Си}2+_/Си = +0,34В Е = 0 – 0,34 = -0,34 < 0 Следовательно в кислой среде для меди Δ G > 0, т.е. растворение меди не происходит.