Укажите возможные пути реакций химический коррозий металлов в жидких средх

К о р р о з и я в ж и д к и х м е т а л л а х

Этот Ф/Х процесс происходит в
теплоносителях, имеет рядразновидностей и заключается либо в переходе твердого М в жидкий, либо наоборот. Простой случай – непосредственное растворение твердого металла в жидком. Количество растворившегося М
и скорость процесса определяются предельной Р, V жидкого М и скоростью его циркуляции. Возможна также коррозия при образовании растворимых соединений твердогоМ с примесями в жидком ( О2, Н2 ,N2 и др.), в отсутствие которыхпроцесс ослаблен или не протекает.

Опасен и часто встречается термический перенос массы - в горячей зоне жидкометаллического контура твердый М растворяется, а в холодной кристаллизуется.
Коррозия растет при увеличении скорости потока, градиента t и t при постоянном градиенте. Имеет следующие разновидности: выравнивание концентраций металлических и неметаллическихт компонентов сплавов, погруженных в жидкий М;.

перенос М от более к менее напряженным участкам конструкции; самосваривание находящихся в контакте твердых М. Возможна также диффузия жидкого М в твердый,
которая преимущественно происходит по границам зерен, что приводит к межкристаллитной коррозии при наличии напряжений.
Основа - теория коррозионного полиэлектрода, а также термодинамика,
кинетика и механизмы частных электродных реакций: растворения металла, образования оксидов и гидроксидов, а также выделения восстановителей и растворения окислителей.

Устанавливаются равновесия (1) – (6):
Mn+ + ne ⇆ M
(1)
МmOn + 2n H3O+ + 2 e ⇆ m M + 3n H2O
(2)
MmOn + n H2O + 2n e ⇆ m M +2 nOH-
(3)
М(ОН)n + n H3O+ +n e ⇆ M + 2n H2O
(4)
M(OH)n + n e ⇆ M + n OH-
(5)
Ox + z e ⇆ R
(6)

 

Химическая коррозия в жидкостях-неэлектролитах

Жидкости-неэлектролиты - это жидкие среды, которые не являются проводниками электричества. К ним относятся: органические (бензол, фенол, хлороформ, спирты, керосин, нефть, бензин); неорганического происхождения (жидкий бром, расплавленная сера и т.д.). Чистые неэлектролиты не реагируют с металлами, но с добавлением даже незначительного количества примесей процесс взаимодействия резко ускоряется. Например, если нефть будет содержать серу или серосодержащие соединения (сероводород, меркаптаны) процесс химической коррозии ускоряется. Если вдобавок увеличится температура, в жидкости окажется растворенный кислород - химическая коррозия усилится.

Присутствие в жидкостях-неэлектролитах влаги обеспечивает интенсивное протекание коррозии уже по электрохимическому механизму.

12. Опишите анодный процесс Электрохимическ ий коррози и металлов. Электрохимическая коррозия возникает при контакте металла с окружающей электролитически проводящей средой. При этом восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекает не одновременно с ионизацией атомов металла и от электродного потенциала металла зависят их скорости. Первопричиной электрохимической коррозии является термодинамическая неустойчивость металлов в окружающих их средах. Ржавление трубопровода, обивки днища морского суда, различных металлоконструкций в атмосфере - это, и многое другое, примеры электрохимической коррозии.К электрохимической коррозии относятся такие виды местных разрушений, как питтинги, межкристаллитная коррозия,щелевая. Кроме того процессы электрохимической коррозии происходят в грунте, атмосфере, море.

ко ррозия металла происходит именно на аноде.

При соприкосновении двух электропроводящих фаз (например, мет. - среда), когда одна из них заряжена положительно, а другая отрицательно, между ними возникает разность потенциала. Это явление связано с возникновением двойного электрического слоя (ДЭС). Заряженные частицы располагаются несимметрично на границе раздела фаз.

Скачек потенциалов в процессе электрохимической коррозии может происходить из-за двух причин:

При достаточно большой энергии гидратации ионы металла могут отрываться и переходить в раствор, оставляя на поверхности эквивалентное число электронов, которые определяют ее отрицательный заряд. Отрицательно заряженная поверхность притягивает к себе катионы мет. из раствора. Так на границе раздела фаз возникает двойной электрический слой.

На поверхности металла разряжаются катионы электролита. Это приводит к тому, что поверхность мет. приобретает положительный заряд, который с анионами раствора образует двойной электрический слой.

Иногда возникает ситуация, когда поверхность не заряжена и, соответственно, отсутствует ДЭС. Потенциал, при котором это явление наблюдается называется потенциалом нулевого заряда (φ_N). У каждого металла потенциал нулевого заряда свой.

Величина электродных потенциалов оказывает очень большое влияние на характер коррозионного процесса.

Скачок потенциала между двух фаз не может быть измерен, но при помощи компенсационного метода можно измерить электродвижущую силу элемента (ЭДС), который состоит из электрода сравнения (его потенциал условно принят за ноль) и исследуемого электрода. В качестве электрода сравнения берется стандартный водородный электрод. ЭДС гальванического элемента (стандартный водородный электрод и исследуемый элемент) называют электродным потенциалом. Электродами сравнения могут также выступать хлорсеребряный, каломельный, насыщенный медно-сульфатный.

Международной конвенцией в Стокгольме 1953г. решено при записях электрод сравнения всегда ставить слева. При этом ЭДС рассчитывать, как разность потенциалов правого и левого электродов.

E = Vп - Vл

Если положительный заряд внутри системы движется слева направо - ЭДС элемента считается положительной, при этом

E_max=-(ΔG_T)/mnF,

где F - число Фарадея. Если положительные заряды будут двигаться в противоположном направлении, то уравнение будет иметь вид:

E_max=+(ΔG_T)/mnF.

При коррозии в электролитах самыми распространенными и значимыми являются адсорбционные (адсорбция катионов или анионов на границе раздела фаз) и электродные потенциалы (переход катионов из металла в электролит или наоборот).

Электродный потенциал, при котором металл находится в состоянии равновесия с собственными ионами называется равновесный (обратимый). Он зависит от природы металлической фазы, растворителя, температуры электролита, активности ионов мет.

Равновесный потенциал подчиняется уравнению Нернста:

E=E^ο+ (RT/nF) Lnα_Meⁿ⁺

где, E^ο - стандартный потенциал мет.; R - молярная газовая постоянная; n - степень окисления иона мет.; Т - температура; F - число Фарадея;α_Meⁿ⁺ - активность ионов мет.

 

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: