Лекция 11 (а) Коррозией

(Гидроксо́ний (оксоний, гидроний) Н₃О+ — комплексный ион, соединение протона с молекулой воды).
Для объяснения коррозии была выдвинута идея локальных (местных) элементов, возникающих на поверхности металлов, погружённых в жидкость. Например, в случае контакта меди и железа образуется накоротко замкнутый элемент, растворимым полюсом которого является железо, так как электроны переходят от железа к меди. При контакте металлов электроны переходят от более электроотрицательного металла к более электроположительному, вследствие чего железо будет растворяться, а на меди будут разряжаться ионы водорода или восстанавливаться растворённый кислород. Это случай так называемой контактной коррозии.
Такого типа коррозия может возникать и на одном металле в местах, подвергшихся различной обработке или при наличии различных инородных включений, особенно металлических. В этом случае образуются своеобразные микроэлементы, замкнутые через основной металл, работа которых приводит к усилению обычной коррозии.
Было установлено, что коррозия возникает самопроизвольно и на однородной поверхности, поэтому нельзя связывать её только с действием локальных или местных элементов. Наличие этих элементов лишь усиливает коррозию.
Пример 1. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворе. Задача составить электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?
Решение. Цинк имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал (φ^о Zn/ Zn²⁺ = ‒0,763 В), чем кадмий (φ^о = Cd /Cd²⁺= ‒0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий – катодом, возникает микрогальванопара: (А) Zn/ среда /Cd(К)

Анодный процесс:	Zn^о – 2e = Zn^2+
Катодный процесс: а) в кислой среде б) в нейтральной среде	2H^+ + 2e = H2 1/2 O2 + 2e + H2O  2OH^-,

а) в кислой среде обычно образуется соль цинка и газообразный водород
б) Так как ионы Zn²⁺ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии в нейтральной среде будет Zn(ОН)₂.
ЭДС системы равна разности потенциалов окислителя и восстановителя:
E = φ _ок. – φ _восс.
то коррозия возможна при условии, что потенциал окислителя положительнее потенциала металла: φ _ок.˃ φ _Ме ⁿ⁺ _{/ Ме.} Чем больше разность потенциалов, тем быстрее протекает коррозия, т.к. возрастает энергия
Гиббса: G = ‒ E∙n∙F,
где Е‒ ЭДС (Е) элемента в [В]; n – число электронов, принимающих участие в электродном процессе, F = 96500 Кл/моль– число Фарадея.
Если ЭДС элемента имеет положительное значение (Е>0), то коррозия возможна, т.к. G< 0, а процесс протекает самопроизвольно.
Защита металлов от коррозии.
Все методы защиты условно делятся на следующие группы: а) легирование металлов; б) защитные покрытия (ме­таллические, неметаллические); в) электрохимическая защита; г) изменение свойств коррозионной среды; д) рациональное кон­струирование изделий.