§ Х-36 Електрохімічна корозія заліза з кисневою деполяризацією та катодний протекторний захист (9–11 клас · Корозія та захист металів)
Мікрогальванічні пари Fe–Cu (руйнування заліза) та Fe–Zn / Fe–Mg (жертовний анод-протектор). «Корозія, це гальванічний елемент, що працює на руйнування металу; але варто приєднати активніший метал-протектор, і ті самі закони електрохімії стають його надійним щитом», Гемфрі Деві.
Теоретичний конспект і фізико-хімічний механізм
Електрохімічна корозія металів, це самочинне руйнування металів у провідному вологому середовищі внаслідок роботи безлічі короткозамкнених мікрогальванічних елементів на поверхні виробу. У кожній гальванічній парі метал із більш від’ємним електродним потенціалом стає анодом (-) і окиснюється, переходячи в розчин у вигляді катіонів (M → M^n+ + ne⁻), а метал із вищим потенціалом стає катодом (+), на якому відновлюється розчинений кисень (O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻) або йони Гідрогену.
Для заліза стандартний потенціал становить E^°(Fe²⁺/Fe) = -0.44 В. У разі контакту заліза з міддю (E^° = +0.34 В) або оловом (луджена жерсть, E^° = -0.14 В) залізо виступає анодом і в разі подряпини покриття іржавіє в рази швидше (Fe²⁺ → Fe(OH)₃↓ → Fe₂O₃· nH₂O).
Натомість при оцинкуванні або приєднанні протектора з цинку чи магнію (E^°_Zn = -0.76 В < -0.44 В) анодом стає саме цинк (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻). Він жертвує собою, віддаючи електрони сталевому корпусу корабля чи трубопроводу (катоду), і повністю блокує корозію заліза навіть за наявності глибоких подряпин (протекторний катодний захист).
Приклад із життя
Цинк для заліза, справжній лицар-охоронець! Оскільки цинк активніший за залізо, при подряпині оцинкованого даху чи корпусу корабля цинк бере удар на себе (віддає електрони і розчиняється), не даючи залізу іржавіти. А от мідь чи олово, навпаки, змушують залізо іржавіти за двох!
Контрольне запитання та розв’язання
Сталевий корпус корабля (Fe, E^° = -0.44 В) перебуває у морській воді. Що відбуватиметься при порушенні покриття, якщо залізо контактує з мідною заклепкою (Cu, E^° = +0.34 В), і що зміниться, якщо до корпусу прикріпити цинковий протектор (Zn, E^° = -0.76 В)?
- А: У парі Fe–Cu залізо має нижчий потенціал і стає анодом, тому прискорено руйнується (Fe → Fe²⁺ + 2e⁻); а в парі Fe–Zn анодом стає активніший цинк (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻), перетворюючи сталевий корпус на катод і повністю захищаючи його від корозії
- Б: Мідь є активнішою за залізо, тому мідні заклепки захищають сталь від іржавіння
- В: Солона морська вода та розчинений кисень зупиняють електрохімічну корозію
Підказка: У гальванічній парі окиснюється (стає анодом) більш активний метал з нижчим потенціалом E^°: у парі Fe/Zn руйнується цинк, а в парі Fe/Cu, залізо.
Доведення: Електрохімічна корозія виникає при контакті двох металів із різними стандартними електродними потенціалами в середовищі електроліту. Метал із меншим (більш від’ємним) потенціалом E^° завжди стає анодом (-) і окиснюється (розчиняється), віддаючи електрони металу з більшим потенціалом, катоду (+), на поверхні якого відбувається відновлення окисника (у нейтральній воді, киснева деполяризація O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻). Тому при пошкодженні лудженого заліза (вкритого оловом Sn, E^° = -0.14 В) або контакті з міддю (+0.34 В) залізо (-0.44 В) є анодом і швидко іржавіє. Натомість при контакті з цинком (-0.76 В) або магнієм (-2.37 В) залізо стає катодом: руйнується лише жертовний анод (протекторний захист), а сталь залишається неушкодженою навіть на відкритих подряпинах.
Основні формули та параметри 3D-симуляції
Δ E_кор = E_катода - E_анода, m_анода = (M I_кор t)/(z F)
- Контактний метал у парі зі сталлю Fe (1: Cu, 2: Sn, 3: Zn-протектор, 4: Mg-протектор): 1 … 4 (стандарт: 1)
- Солоність електроліту [NaCl] (електропровідність води): 0.05 … 1.5 моль/л (стандарт: 0.5 моль/л)
- Концентрація розчиненого кисню [O₂] (деполяризатор): 1 … 12 мг/л (стандарт: 8 мг/л)
- Кислотність середовища pH (при pH < 4, воднева деполяризація): 3 … 10 (стандарт: 7)