Механизм электрохимической коррозии.

Процессы электрохимической коррозии протекают по законам электрохимической кинетики, когда общая реакция взаимодействия может быть разделена на следующие процессы:

1) анодный процесс — переход ионов окисленного металла в раствор, сопровождающийся гидратацией (сольватацией):

Ме + nН₂O → Меⁿ⁺· nН₂O + n;

2) омический процесс — перетекание освободившихся электронов от анодных участков к катодным и движение ионов в растворе;

3) катодный процесс — ассимиляция электронов каким-либо окислителем, при этом происходит катодное восстановление окислителя Ох:

Ох + n → Red.

Окислителями при коррозии служат молекулы кислорода О₂, хлора Cl₂, ионы Н⁺, Fe³⁺, NO₃^– и др. Наиболее часто при коррозии в нейтральной и щелочной среде наблюдается восстановление кислорода:

О₂ + 2Н₂O + 4? → 4OН^–,

а в кислой среде — выделение водорода:

2Н⁺ + 2 → Н₂↑.

Коррозия с участием молекулярного кислорода называется коррозией с кислородной деполяризацией. Коррозия с участием ионов водорода называется коррозией с водородной деполяризацией.

Кроме электрохимических реакций при коррозии обычно протекают вторичные химические процессы, например взаимодействие образующихся ионов металла с гидроксид-ионами, концентрация которых повышается в результате катодных реакций:

Meⁿ⁺ + nOH^– = Ме(OН)_n .

Рис. 5. Атмосферная коррозия в результате контакта меди и железа

Например, если железо находится в контакте с медью в атмосфере влажного воздуха (рис.5), то менее активный металл медь выступает в роли катода, на котором происходит восстановление окислителя, а материал анода окисляется.

Возникает гальванопара, при работе которой происходят процессы:

анод Fe⁰ – 2 → Fe²⁺;

катод О₂ + 2Н₂O + 4 → 4OН^–.

Далее происходят вторичные процессы:

Fe²⁺ +2OH^– ←→ Fe(OH)₂;

4Fe(OH)₂ +O₂ + H₂O ←→ 4Fe(OH)₃;

2Fe(OH)₃ ←→ Fe₂O₃ + 3H₂O.

Образующийся гидроксид железа (II) легко окисляется кислородом воздуха, что в конечном итоге приводит к образованию ржавчины mFe₂O₃ · nFeO · pH₂O.

Образование гальванического элемента (гальванопары) из двух различных по активности металлов приводит к коррозии более сильной, чем для исходного активного металла. Например, цинк в растворе соляной кислоты (Е⁰_Zn2+/Zn⁰ = – 0,762 B) реагирует с выделением водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑;

или в ионном виде:

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺+ H₂↑;

но постепенно изолируется от раствора мелкими пузырьками образовавшегося газа, в результате чего его дальнейшее растворение прекращается.

Медь с разбавленной соляной кислотой не реагирует, так как находится в ряду напряжений после водорода, её стандартный электродный потенциал Е⁰_Cu2+/Cu⁰ = +0,34 B. Но цинк в контакте с медью образует в разбавленной соляной кислоте коррозионную гальванопару:

(–) Zn|HCl|Cu (+).

В кислой среде наблюдается электрохимическая коррозия Zn с водородной деполяризацией, в которой роль анода играет более электроотрицательный (более активный) металл — цинк, так как

Е⁰_{Zn2 + /Zn}⁰= – 0,762 B, в то время как Е⁰_Cu2+/Cu⁰= +0,34 B.

В процессе коррозии цинк растворяется:

анод: Zn – 2 → Zn²⁺ (окисление);

омический процесс — переход электронов с анода на катод:

Zn ^2? Cu;

катод: 2H⁺ + 2 → H₂ (на поверхности меди).

Продукт коррозии в кислой среде — хлорид цинка:

Zn²⁺ + 2Cl^– = ZnCl₂.

Очень часто электрохимическая коррозия возникает, когда металл содержит вкрапления металла меньшей активности или неметаллические, но, вместе с тем, токопроводящие включения (как, например, происходит в стали, где есть многочисленные включения карбида железа FeC₃), становящиеся катодными участками электрохимической коррозии.

В качестве примера рассмотрим железо, которое в качестве примеси содержит включения меди (рис. 6). Вся конструкция погружена в разбавленный раствор соляной кислоты HCl. На поверхности меди происходит восстановление окислителя, а материал анода окисляется и растворяется:

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: