double arrow

Активаторы процесса коррозии и ускорение разрушения металлов

Химическую коррозию ускоряет повышение концентрации агрессив­ных (способных химически взаимодействовать с металлами) веществ.

Интенсивность электрохимической коррозии в основном зависит от природы контактирующих металлов, от концентрации и вида электролита. Скорость электрохимической коррозии тем выше, чем больше разность потенциалов между находящимися в контакте металлами. Например, желе­зо (Е° Fe/Fe2+ = -0,44 В) при контакте с медью (Е°Cu/Cu2+ = +0,34 В) будет

разрушаться быстрее, чем при контакте с оловом (E°Sn/Sn2+ = -0,14 В).

Процессы окисления на аноде и восстановления на катоде взаимосвя­заны. При ускорении или торможении катодного процесса будет также по­вышаться или снижаться и скорость коррозии. Так, повышение концентра­ции ионов Н+ или молекул кислорода 02 в электролите увеличивает ско­рость катодной реакции, а следовательно, ускоряет электрохимическую коррозию металла.

Процессы электрохимической коррозии также сильно ускоряются в присутствии ионов С1 - (растворённые соли - хлориды:NaCl, СаС12 и др.).

Химическое взаимодействие металлов с различными веществами в до­полнение к электрохимической коррозии всегда увеличивает общую ско­рость разрушения металлов. В большинстве случаев такими активными веществами по отношению к металлам являются кислоты. Кислоты, в ко­торых окислителем является ион Н+, реагируют с металлами, имеющими отрицательные значения потенциалов, с образованием солей и выделением газа - водорода Н2.




Например, если цинковое изделие подвергается воздействию раствора соляной кислоты НС1, то наряду с обычной реакцией растворения цинка в кислоте:

Zn+ 2HC1 →ZnCl2 + H2

Zn° -2ё →Zn2+

2H+ +2ё→H2°↑

происходят также электрохимические процессы в гальванических элемен­тах разного рода, образующихся на поверхности металла:

Анод:Zn° -2ё →Zn2+

Катод:2H+ +2ё→ H2°↑(в кислой среде)

Общая скорость разрушения металла будет складываться из скоростей химического и электрохимического процессов.

Щёлочи в водных растворах химически не взаимодействуют с боль­шинством металлов, однако некоторые амфотерные металлы (алюминий, цинк, бериллий, олово, свинец) разрушаются водными растворами щело­чей, например:

н2о

2А1 + 6КОН → 2К3А1О3 + 3Н2

Рассмотрим, какие процессы происходят при контакте цинкового из­делия с водным раствором щёлочи, например, NaOH.

Так же как и в предыдущем примере, цинк вступает в химическую ре­акцию, и при этом, окисляясь, разрушается:



Zn+ 2NaOHNa2ZnО2 + H2

Zn° -2ё →Zn2+

2H+ +2ё→ H2°↑

Электрохимическая коррозия цинка в среде электролита в данном слу­чае описывается уравнениями:

Анод: Zn°-2e → Zn2+

Катод: О2 +2Н2О + 4 ё →4(ОН)-(в отсутствие кислоты)

Присутствующие в щелочном растворе ионы ОН- замедляют катодную реакцию, а, следовательно, анодный процесс окисления цинка также будет подавляться.

Таким образом, в щелочной среде коррозия амфотерных металлов происходит практически полностью за счёт химического взаимодействия.

Химическое взаимодействие металла с растворами солей также может ускорять процесс коррозии за счёт образования дополнительных микро­гальванических элементов. Известно, что металл может восстанавливать ионы металлов, имеющих более высокие значения потенциалов, из водных растворов солей. Например, при добавлении в электролит, находящийся в контакте с цинком, раствора медной соли происходит восстановление меди (ЕZn°<ЕCu °):

Zn + CuSО4→ZnSО4+ Cu

Медь осаждается на поверхности цинка в виде мелких кристаллов -образуется множество микрогальванических пар цинк-медь. Сразу начина­ется дополнительная электрохимическая коррозия цинка по схемам:

Анод: Zn│Zn° -2ё →Zn2+

Катод: Сu│2H+ +2ё→ H2°↑(в кислой среде)

или:

Анод: Zn│Zn° -2ё →Zn2+

Катод: Сu│О2 +2Н2О + 4 ё → 4(ОН)- (в отсутствие кислоты)






Сейчас читают про: