Теоретическое введение. Цель работы: изучить понятия «коррозия металлов», «химическая и электрохимическая коррозия», способы защиты металлов от коррозии

Коррозия металлов

Лабораторная работа 12

Цель работы: изучить понятия «коррозия металлов», «химическая и электрохимическая коррозия», способы защиты металлов от коррозии.

Задание: провести опыты и выявить влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте; роль оксидной пленки в ослаблении коррозии; защитные свойства катодных и анодных покрытий. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.

Коррозией называется самопроизвольное разрушение металлов под воздействием окружающей среды. По механизму протекания коррозионного процесса различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химической коррозией называется окисление металла, не сопровождающееся возникновением в системе электрического тока. Такой механизм наблюдается при взаимодействии металлов с агрессивными газами при высокой температуре (газовая коррозия) и жидкими неэлектролитами (коррозия в неэлектролитах).

Электрохимической коррозией называется разрушение металла в среде электролита, сопровождающееся возникновением внутри системы электрического тока. Электрохимическая коррозия протекает по механизму действия гальванического элемента. На поверхности металла одновременно протекают два процесса:

анодный – окисление металла:

М – nē → Mⁿ⁺,

катодный – восстановление окислителя:

Ox + nē → Red.

Наиболее распространенными окислителями при электрохимической коррозии являются молекулы O₂ воздуха и ионы H⁺ электролита. Восстановление на катоде молекул О₂ и ионов Н⁺ протекает по уравнениям:

O₂ + 2H₂O + 4= 4OH^‾ − в щелочной или нейтральной среде,

2H⁺ + 2= H₂ − в кислой среде.

Металлы, применяемые в технике, содержат примеси других металлов, поэтому при соприкосновении с раствором электролита на их поверхности образуется большое количество непрерывно действующих микрогальванических элементов. Разрушается более активный металл. Например, при контакте железа с медью в присутствии электролита – соляной кислоты – возникает гальванический элемент:

(анод) (−) Fe | HCl | Cu (+) (катод)

и происходит электрохимическая коррозия.

На аноде идет процесс окисления: Fe⁰ − 2ē = Fe²⁺

На катоде – процесс восстановления: 2H⁺ + 2ē = H₂

В результате железо разрушается в месте контакта, а на меди выделяется водород.

При контакте железа с медью во влажном воздухе образуется гальванический элемент (−) Fe | H₂O, О₂ | Cu (+) и процесс коррозии выражается уравнениями:

на аноде Fe⁰ − 2ē = Fe²⁺

на катоде O₂ + 2H₂O + 4ē = 4OH^‾

2Fe + O₂ + 2H₂O = 2Fe(OH)_2.

Под влиянием кислорода воздуха гидроксид железа (II) окисляется по уравнению: 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃. Далее Fe(OH)₃ частично теряет воду и превращается в ржавчину.

Одним из важнейших методов защиты металлов от коррозии являются защитные покрытия металлов, которые изолируют металл от внешней среды и могут быть неметаллическими (лаки, краски, эмали) и металлическими. Различают катодные и анодные металлические покрытия. Покрытие защищаемого металла менее активным металлом называется катодным, например, луженое железо. Покрытие защищаемого металла более активным называется анодным, например, оцинкованное железо. В случае нарушения целостности покрытий и наличия раствора электролита разрушается более активный металл. Так, в случае хромированного железа (анодное покрытие) будет разрушаться хром: (−) Cr | HCl | Fe (+)

на аноде Cr⁰ − 3ē = Cr³⁺

на катоде 2H⁺ + 2ē = H_2.

В случае никелированного железа (катодное покрытие) разрушается железо: (−) Fe | HCl | |Ni (+)

на аноде Fe⁰ − 2ē = Fe²⁺

на катоде 2H⁺ + 2ē = H_2.

Дата добавления: 2014-10-15