7. Коррозия металлов

Коррозия - процесс самопроизвольного нежелательного разрушения металлов при взаимодействии с компонентами окружающей среды, выполняющими роль окислителей. В литературе по коррозии окислители принято называть деполяризаторами. Процессы коррозии сложные, очень часто многостадийные. В пределах данного курса они будут рассмотрены в упрощенной форме.

Рассмотрим реакции окисления металлов при взаимодействии их с растворами кислот, щелочей и водой. Для решения вопроса о возможности окисления металла необходимо сравнить потенциалы окислителя (Ox) и металла (Red) в рассматриваемой среде. Электродные потенциалы некоторых металлов, а также водорода и кислорода в кислой, нейтральной и щелочной среде приведены в табл. 4. Таблица 4

Среда
кислая (рН=0)		нейтральная (рН=7)		щелочная (рН=14)
Red/Ox пара	Е^0, В	Red/Ox пара	Е, В	Red/Ox пара	Е^0, В
2H^+/H2	0,00	2H2O/H2	 0,41	2H2O/H2	 0,83
O2/2H2O	+ 1,22	O2/4OH^	+ 0,81	O2/4OH^	+ 0,40
Mg^2+/Mg	 2,36	Mg(OH)2/Mg	 2,38	Mg(OH)2/Mg	 2,69
Al^3+/Al	 1,66	Al(OH)3/Al	 1,88	AlO2^/Al	 2,36
Zn^2+/Zn	 0,76	Zn(OH)2/Zn	 0,81	ZnO2^2^/Zn	 1,22
Cr^3+/Cr	 0,74	Cr(OH)3/Cr	 0,93	CrO2^/Cr	 1,32
Fe^2+/Fe	 0,44	Fe(OH)2/Fe	 0,46	Fe(OH)2/Fe	 0,87
Cd^2+/Cd	 0,40	Cd(OH)2/Cd	 0,41	Cd(OH)2/Cd	 0,82
Ni^2+/Ni	 0,25	Ni(OH)2/Ni	 0,30	Ni(OH)2/Ni	 0,72
Sn^2+/Sn	 0,14	Sn(OH)2/Sn	 0,50	SnO2^2^/Sn	 0,91
Cu^2+/Cu	+0,34	Cu(OH)2/Cu	+ 0,19	Cu(OH)2/Cu	 0,22

Если выполняется условие самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции, т.е. > , то процесс коррозии может начаться самопроизвольно. Написание уравнений будем выполнять по правилам составления уравнений ОВР (см. подраздел 6.2).

7.1. Взаимодействие металлов с кислотами

Кислоты можно разбить на две группы:

 кислоты, в которых окислителем являются ионы водорода (HCl, CН₃СООН, H₂SO₄ разбавленная и др.),

 кислоты, в которых окислителем служат анионы (H₂SO₄ конц., HNO₃).

• Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель - ион водорода.

В растворах таких кислот стандартный потенциал окислителя . C ними реагируют металлы, потенциалы которых отрицательны. Например, цинк растворяется в разбавленной серной кислоте с выделением водорода ( > ):

Zn + H₂SO_{4 разб.} = ZnSO₄ + H₂

Red Ox

Реакция взаимодействия меди с хлороводородной (соляной) и разбавленной серной кислотами невозможна, так как  :

В; .

• Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель - анион кислоты.

В концентрированной серной и разбавленной азотной кислотах продукты восстановления аниона зависят от активности металла. По активности металлы можно условно разделить на три группы:

Li Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Au

активные средней активности малоактивные

Условная схема взаимодействия металлов (М) с концентрированной серной кислотой: активные металлы

H₂S

металлы средней активности

_конц.  сульфат М + H₂O + S

Ox малоактивные металлы

SO₂

Пример. 4Mn + 5H₂SO_{4 конц.} = 4MnSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Условная схема взаимодействия металлов с разбавленной азотной кислотой:

активные металлы

NH₄NO₃

металлы средней активности

_разб.  нитрат М + H₂O + N₂, N₂O

Ox малоактивные металлы

NO

Пример. 3Cu + 8HNO_{3 разб.} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

При взаимодействии металлов с концентрированной азотной кислотой, независимо от активности металла, образуется NO₂:

М + HNO_3конц.  нитрат М + NO₂ + H₂O.

Пример. Zn + 4HNO_{3 конц.} = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

На практике реакции с этими кислотами происходят гораздо сложнее, продукты взаимодействия зависят от температуры, концентрации кислоты. Некоторые металлы в концентрированных кислотах пассивируются (т.е. процесс коррозии резко тормозится, вплоть до полного прекращения), но, в первом приближении, можно ограничиться такими схемами. Важно помнить, что в этих случаях водород не выделяется.