Электрохимическая коррозия.

Возникает при контакте металла с электролитом. В реальных условиях коррозии обычно подвергаются технические металлы, содержащие примеси других металлов и неметаллических веществ.

Механизм электрохимической коррозии в таких металлах аналогичен механизму процессов, протекающих в короткозамкнутых гальванических элементах.

Простейшая модель электрохимической коррозии – процессы, происходящие при работе элемента батареи для карманного фонаря (см. рис.)

Рис.4 Принципиальная схема сухого элемента:

1 – угольная пластина;

2 – цинк;

3 – раствор электролита.

Поверхность любого металла неоднородна и состоит из множества короткозамкнутых микроэлектродных элементов. При контакте с раствором электролита микрокоррозионные системы элементов начинают функционировать, что приводит к разрушению поверхности металла. На участках с более отрицательным потенциалом идет процесс окисления (разрушение металлов), а на участках с более положительным потенциалом процесс восстановления окислителя (коррозионной среды).

Наиболее часто встречаются окислители (деполяризаторы):

· ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией)

2Н⁺ + 2е^- = Н₂ (в кислой среде),

2Н₂О + 2е^- = Н₂ + 2ОН‾ (в нейтральной и щелочной средах)

· молекулы кислорода (коррозия с кислородной деполяризацией)

О₂ + 4е^- = 2Н₂О (в кислой среде),

О₂ + 4е^- + 2Н₂О = 4ОН‾ (в нейтральной и щелочной средах)

Строго отделить химическую коррозию от электрохимической трудно, а иногда и невозможно. Дело в том, что электрохимическая коррозия часто связана с наличием в металле случайных примесей или специально введенных легирующих добавок.

Многие неопытные химики в разное время были озадачены тем, что иногда реакция

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

описанная во всех учебниках, не идет. Более опытные химики знают, что в такой ситуации в раствор нужно добавить немного сульфата меди (П) (медного купороса). В этом случае на поверхности цинка выделится медь

CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cu

и водород начнет бурно выделяться. При объяснении данного явления в 1830 г. швейцарским химиком А. Де-Ля Ривом была создана первая электрохимическая теория коррозии.

Вскоре после открытия итальянцем Л. Гальвани электрохимического явления его соотечественник А. Вольта сконструировал (1800г.) источник электрического тока (гальванический элемент), что открыло человечеству эру электричества. В одном из вариантов источник состоял из чередующихся медных и цинковых дисков, разделенных пористым материалом, пропитанным раствором соли (вольтов столб). В зависимости от числа дисков получается ток различной силы. При осаждении на поверхности цинка металлической меди получается коротко-замкнутый элемент. В нем цинк является анодом, а медь – катодом. Поскольку медь находится в контакте с цинком и оба эти металла окружены раствором электролита, гальванический элемент оказывается «включенным». Цинк в виде иона Zn²⁺ переходит в раствор серной кислоты, а оставшиеся от каждого атома два электрона перетекают на более электроположительный металл – медь: Zn ⁰ = Zn ²⁺ + 2e^–

медному катоду подходят ионы водорода, принимают электроны и превращаются в атомы водорода, а затем и в молекулы водорода: Н ⁺ + е ‾ (Сu) = Н ⁰; 2Н ⁰ = H₂

Таким образом, потоки движения ионов разделены и при избытке кислоты процесс протекает до тех пор, пока не растворится весь цинк.

Рис.5 Схема электрохимического коррозионного процесса

Дата добавления: 2015-07-11