ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Кинетика процессов коррозии из "Электрохимическая защита от коррозии" ТИМ лишь те явления и закономерности, которые представляют интерес при решении вопросов электрохимической защиты. [c.17] Процесс коррозии металлов в электролитах, как правило, имеет электрохимическую природу, т.е. подчиняется основным законам электрохимической кинетики. В то же время известны случаи, когда на отдельных стадиях коррозии или параллельно с электрохимическим процессом имеет место химический механизм коррозии металлов. [c.17] Кинетика электродных реакций зависит от потенциала металла (скачка потенциала на границе металл — электролит), концентрации продуктов реакции и скорости переноса зарядов к металлу или от металла. Для протекания электродных реакций в электролите должны быть компоненты, диффундирующие к поверхности металла и способные восстанавливаться или окисляться, вызывая изменение заряда (потенциала) металла. [c.18] Кинетику процесса коррозии можно пояснить с помощью поляризационных кривых, представленных на рис. 4. При этом рассматривается случай, когда в окислительно-восстановительных реакциях участвуют только два вещества — металл и окислительный компонент электролита. [c.18] Уравнение Тафеля используется только для определения кинетических зависимостей и не позволяет судить о механизме процесса. Несмотря на это, оно нашло широкое применение и его можно считать первым законом электрохимической кинетики. [c.20] Скорость коррозии часто определяется соотношением скорости доставки ионов, участвующих в реакции, к ио-верхиости металла и скорости их отвода. Процесс диффузии обусловлен различием концентрации веществ у поверхности электрода и в объеме раствора. При этом закономерности коррозии характеризуются перенапряжением диффузии. Это наиболее частый случай коррозии в реальных условиях, особенно в природных средах. [c.22] Известны электролиты, в которых скорость коррозии лимитируется стадией суммарного процесса, протекающей по химическому механизму. При этом необходимо иметь в виду, что химические гомогенные превращения происходят в растворе, т. е. в удалении от электрода. Реже химические процессы идут на поверхности электрода в основном это реакции, связанные с адсорбцией Л - ге- Ладс- /4. Принципиально могут быть выделены два таких случая. [c.24] Первый случай связан с процессами разложения электролита или его компонента на соединения или ионы, способные участвовать в электродной реакции. Например, первоначально процесс тормозится за счет диссоциации Л5- Л ++В - (например, СНзСООН СНзСОО-+Н+) или дегидратации Л -пНгО- ЛБ+пНгО (например, СНгО-НгО- СНгО-ЬНгО) с образованием ионов или молекул, которые затем восстанавливаются или окисляются на электроде по электрохимическому механизму. [c.24] Возможны случаи, когда скорости стадий электрохимических и химических процессов сопоставимы или первые идут даже с меньшей скоростью. При этом торможение электродных реакций не связано с химическими превращениями, и на образование конечных продуктов суммарной реакции расходуется меньшее количество электричества. [c.25] Если химические стадии возникают в результате образования промежуточных продуктов, то активность веществ, подвергающихся как электрохимическому (аэ), так и химическому (ях) превращению, будет изменяться в зависимости от плотности тока поляризации. Следовательно, перенапряжение электродного процесса зависит от соотношения аэ и а . [c.25] Возможность химических превращений должна учитываться как прн оценке кинетики процессов коррозии, так и при выборе средств защиты от коррозии. Особенно это важно при решении вопросов защиты от коррозии металлов электрохимическими методами. [c.25] Основными электродными процессами, характеризующими кинетику коррозии металлов, являются анодные — ионизация металла, катодные — восстановление окислителя. [c.25] Ионизация (коррозия) металлов происходит при сдвиге потенциала в положительную сторону, т. е. при анодной поляризации. Мерой кинетики коррозии является перенапряжение металла цме=Еа—, которое зависит как от природы металла, так и от воздействующих внешних факторов (состава, температуры и скорости потока среды, анодной плотности тока поляризации и др.). [c.25] Воспользовавшись данными о о и уравнениями, описывающими основные процессы коррозии металлов, например, железа. [c.27] Катодные процессы характеризуются более широким классом электродных реакций, чем анодные. Причем одновременно или последовательно могут идти несколько реакций восстановления окислителей. Часто скорость коррозионного процесса контролируется именно перенапряжением катодных реакций. [c.28] В водных растворах электролитов (искусственных и природных) процесс коррозии идет с кислородной, смешанной или водородной деполяризацией. В зависимости от pH среды и потенциала электрода может идти восстановление окислителей по любому из механизмов, приведенных на рис. 5. Процессы, как правило, идут стадийно. Так, процесс восстановления кислорода, являющийся основным при коррозии металлов в природных средах, при предельных pH идет по реакциям, приведенным в табл. 5. [c.28] Как видно, для большинства металлов величина Ь составляет 0,10—0,14. Только для платины она меньше, а для кадмия, олова и свинца в щелочах она больше. [c.31] При коррозии металлов в природных и искусственных средах возможны катодные процессы с последовательным или параллельным восстановлением кислорода и ионов водорода. Кинетика этих процессов зависит от природы металла, свойств электролита и других факторов и определяется перенапряжением кислорода и водорода в каждом конкретном электролите. Процессы с одновременным участием кислорода и ионов водорода наблюдаются при коррозии металлов в электролитах, контактирующих с воздухом. Последовательное восстановление сначала кислорода, затем ионов водорода характерно для герметичных замкнутых объемов, не контактирующих с воздухом после полного расхода кислорода процесс продолжается с выделением водорода. [c.31] Указанные реакции характерны для слабощелочных электролитов. Именно они реализуются при коррозии металла в природных средах, так как на поверхности металла происходит накопление ионов ОН , и pH раствора у поверхности металла становится больше, чем в объеме электролита. Как видно по ходу приведенных реакций, ионы хлора служат своеобразным мостиком для образования гидроксидов. В этом проявляется активирующая роль ионов хлора и многих других анионов. [c.32] Вернуться к основной статье