4.6. Коррозия и защита металлов от коррозии

Коррозия – это разрушение металлов под воздействием окружающей среды. Разрушение – это окисление металлов, т.е. отдача ē. Коррозию можно разделить на следующие виды по характеру среды: газовая, атмосферная, в расплавах и растворах, почвенная, в морской воде.

По механизму протекания процесса коррозия бывает:

химическая

электрохимическая

Окисление металла при высоких температурах в отсутствии влажности или в неорганических растворителях. На практике наблюдаем в средах, не проводящих электрический ток (сухие газы, бензин), в двигателях внутреннего сгорания, турбореактивных двигателях, при термической обработке металлов.

Разрушение металла в токопроводящих средах.

В качестве токопроводящей среды служат:

– растворы электролитов (растворы кислот, щелочей, солей)

– любой водоем

– влажный воздух

– почва

На поверхности металла образуется плёнка продуктов коррозии. Дальнейшее протекание коррозионного процесса зависит от плотности и прочности плёнки, а также от её сцепления с металлом.

Электрохимическая коррозия протекает в несколько стадий через образование микрогальванических элементов.

Гальванопары образуются:

а) при контакте металлов различной активности;

б) при контакте металлов с растворами различной концентрации;

в) при наличии различных примесей в металле (графит в чугуне, карбид в стали и т.д.)

Между протеканием химической и электрохимической коррозии существует принципиальное отличие: при электрохимической коррозии элементарные акты окисления и восстановления пространственно разделены, а при химической коррозии осуществляется непосредственный контакт восстановителя с окислителем.

Чаще встречается электрохимическая коррозия, которая возможна в электропроводных средах, протекающая за счёт образования и работы короткозамкнутых микрогальванопар. Средой же, проводящей электрический ток, может служить даже влага, адсорбированная на поверхности металла из атмосферы воздуха.

В микрогальванопарах на анодных участках, xapaктepизующихся меньшим значением потенциала, идёт окисление металла:

А(+): Ме – nē = Me⁺ⁿ – окисление

А на катодных – восстановление окислителя. Процесс приобретения электронов на катодных участках называется деполяризацией. Катодный процесс зависит от среды раствора.

1) в кислой среде рН < 7 (Н⁺) происходит процесс с водородной деполяризацией:

К(–): 2Н⁺ + 2ē → Н₂;

2) в присутствии кислорода происходит процесс с кислородной деполяризацией:

К(–): 2Н₂О + О₂ + 4ē → 4 ОН^–.

Первая реакция встречается в кислых растворах, а вторая – в нейтральных.

Примеры:

1) С водородной деполяризацией:

Рассмотрим работу гальванопары Zn – Fe, погруженной в кислую среду. Участок с меньшим потенциалом (Zn) является анодом. На нём идёт окисление:

А(+): Zn – 2ē → Zn²⁺.

Участок с большим потенциалом (Fе) – катод. Катодный процесс представляет собой водородную деполяризацию:

К(–): 2Н⁺ + 2ē → Н₂.

Внутри металлов возникают микротоки за счёт переноса электронов от анода к катоду.

Металл Электролит

Zn⁰→ Zn²⁺(р-р)

2ē + 2H⁺→ H₂↑

2ē + 2H⁺→ H₂↑

2

К(Fe)

Примером может служить покрытие железа ржавчиной во влажном воздухе, при котором образуется гидроксид железа (II), окисляющийся постепенно до гидроксида железа (III):

А(+): 2 Fe – 4ē → 2 Fe²⁺ – окисление

К(–): 2Н₂О + О₂ + 4ē → 4 ОН^– – восстановление

2Fe + 2 Н₂О + О₂ = 2 Fе(ОН)₂,

4 Fе(ОН)₂ + О₂ + 2 Н₂О = 4 Fе(ОН)₃.