12. Коррозия и защита металлов

При изучении этого раздела повторите теоретический материал по теме «Гальванические элементы» и приработайте следующие вопросы: определение и классификация коррозионных процессов; химическая коррозия; электрохимическая коррозия; защита металлов от коррозии [1, 10].

Пример 1. Показать какие из ниже перечисленных металлов: а) Zn; б) Fe; в) Hg; г) Cd; д)Ag – способны подвергаться коррозии в соляной кислоте.

Решение. Коррозия должна протекать по электрохимическому механизму, т.к. соляная кислота проводит электрический ток. Данная кислота за счет Н⁺–ионов выступает в роли окислителя. Определяем возможность коррозии, сравнивая электродные потенциалы всех перечисленных выше металлов (из табл. 9) с электродным потенциалом окислителя. При рН = 0 (кислая среда) и давлении водорода равным 1 атм. = 0 (см. табл. 10).

Следовательно, коррозии будут подвергаться все металлы, у которых  0. Это Zn, Fe и Cd. Устойчивы к кислотной коррозии будут Hg и Ag.

В качестве примере рассмотрим, какие процессы будут протекать при коррозии цинка в соляной кислоте.

Процесс окисления (на анодных участках):

А: Zn – 2е = Zn²⁺.

К: 2Н⁺ + 2е = Н₂.

Анодные и катодные участки располагаются на поверхности цинка. Скорость анодного процесса связана со скоростью катодного. Так как скорость катодного процесса мала, о чем говорит большая величина перенапряжения выделения водорода на цинке ( = 0,83 В), то чистый цинк растворяется в кислоте медленно.

Пример 2. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Какие металлы: Zn, Cr, Sn, Cu можно использовать в качестве протектора при защите от коррозии детали из железа во влажной атмосфере?

Решение. Сущность протекторной защиты металлов от коррозии заключается в том, что защищаемый металл соединяют с другим металлом, имеющим более отрицательный электродный потенциал. В этом случае более активный металл является анодом и подвергается окислению, а защищаемый металл является катодом и не окисляется.

Из табл. 9 приложения находим значения :

⁰_Zn²⁺_/Zn = – 0,76 В; ⁰_Cr³⁺_/Cr = – 0,74 В; ⁰_Fe²⁺_/Fe = –0,44 В;

⁰_Sn²⁺_/Sn = – 0,14 В; ⁰_Cu²⁺_/Cu = 0,34 В.

Следовательно, цинк и хром можно использовать для протекторной защиты изделия из железа:

⁰_Zn²⁺_/Zn  ⁰_Cr³⁺_/Cr  ⁰_Fe²⁺_/Fe  ⁰_Sn²⁺_/Sn  ⁰_Cu²⁺_/Cu.

Пример 3. Какие металлы можно использовать в качестве анодного и катодного покрытий для изделия из меди? Какое покрытие называется анодным, а какое – катодным?

Решение. Покрытие называется анодным, если величина электродного потенциала металла более отрицательна по отношению к потенциалу защищаемого металла. Металл, применяемый в качестве катодного покрытия, имеет более положительную величину электродного потенциала по отношению к потенциалу защищаемого металла.

Анодные покрытия для меди: Al, Zn, Cr, Cd.

Катодные покрытия для меди: Ag, Pd, Pt.

Пример 4. Показать какие процессы протекают при коррозии цинка в контакте с железом в соляной кислоте. Условия те же, что и в примере 1.

Решение. На поверхности раздела металл-раствор имеются участки металлического цинка и металлического железа. Определим, какой металл легче окисляется. С термодинамической точки зрения цинк легче окисляется, чем железо, что показывает сравнение их электродных потенциалов: ⁰_Fe²⁺_/Fe = –0,44 В, ⁰_Zn²⁺_/Zn = –0,76 В (табл. 9). Поэтому процесс окисления (анодный процесс) локализуется на поверхности цинка:

А: Zn – 2е = Zn²⁺,

что приводит к его разрушению.

Наиболее сильный окислитель – ион Н⁺ из раствора. Сравнивая электродные потенциалы окислителя и восстановителя видим, что  ⁰_Zn²⁺_/Zn, т.е. процесс коррозии возможен. Процесс восстановления (катодный процесс):

К: 2Н⁺ + 2е = Н₂.

Определим, где располагаются катодные участки. Процесс выделения водорода локализуется там, где он протекает с наибольшей скоростью, т.е. где наименьшее перенапряжение водорода. Сравним _Н2 на железе и на цинке: = 0,36 В, = 0,83 В (см табл. 11 приложения). Следовательно, катодный процесс локализуется на железе. Скорость катодного процесса на железе больше, чем на цинке, поэтому общая скорость коррозии цинка, содержащего примеси железа, намного больше, чем чистого цинка.

Пример 5. Стальное изделие (основа железо) покрыто оловом. Какой из металлов будет подвергаться коррозии: а) в кислой среде на воздухе; б) во влажном воздухе при нарушении покрытия? Составьте схемы коррозионных гальванических элементов и напишите электронные уравнения электродных процессов.

Решение. Из табл. 9 находим стандартные электродные потенциалы:

⁰_Fe²⁺_/Fe = –0,44 В  ⁰_Sn²⁺_/Sn = –0,14 В.

Следовательно, при нарушении покрытия как в кислой среде, так и во влажном воздухе будет корродировать железо. Проверим это соответствующим расчетом.

а. Кислая среда.

Электродные потенциалы анодного и катодного процесса оценим, исходя из условий задачи, активность ионов металлов в растворах электролитов примем а_Меⁿ⁺  10^-6 моль/л, а перенапряжение выделения водорода на данных электродах в кислой среде соответственно равны = 0,36 В и = 0,63 В (табл. 11 приложения).

_Fe²⁺_/Fe = –0,44 + lg10^-6 = –0,44 – 0,177 = –0,617 В.

На Ме⁰: φ_2H⁺_{/Н ,Ме} = φ ⁰ _2H⁺_/H – (Ме) = 0,186 – = 0,186 –

= 5 10^–7 атм.

На Fe: _К1 = = 0,186 – 0,36 = –0,174 В;

На Sn: _К2 = = 0,186 – 0,63 = –0,447 В.

Термодинамически более вероятна локализация катодного процесса на поверхности Fe, т.к.  . Значит, в растворе кислоты существует коррозионный гальванический элемент: (–) Fe/H⁺/Sn – Fe (+).

Электронные уравнения электродных процессов:

А(Fe): Fe – 2е = Fe²⁺

К(Fe): 2Н⁺ + 2е = Н₂ (катодная деполяризация)

б. Влажный воздух (атмосферная коррозия)

Катодный процесс описывается уравнением: О₂ + Н₂О + 4е = 4ОН^– (кислородная деполяризация). В предложенных условиях процесс с кислородной деполяризацией будет локализован на Sn. В этом случае возникнет гальванический элемент: (–) Fe/О₂, Н₂О/Sn (+).

Электронные уравнения электродных процессов:

А(Fe): Fe – 2е = Fe²⁺

К(Sn): О₂ + Н₂О + 4е = 4ОН^–.