chuong9 (đã sửa)

30 14 0
  • Loading ...
1/30 trang

Thông tin tài liệu

Ngày đăng: 01/12/2016, 22:17

Ch¬ng ¡n mßn vµ b¶o vƯ kim lo¹i 9.1 ¡n mßn kim lo¹i 9.1.1 §Þnh nghÜa vµ ph©n lo¹i ¨n mßn kim lo¹i a- §Þnh nghÜa: ¡n mßn kim lo¹i lµ sù ph¸ hủ kim lo¹i chóng tiÕp xóc víi m«i trêng xung quanh HiƯn tỵng ¨n mßn lµ qu¸ tr×nh chun kim lo¹i thµnh tr¹ng th¸i oxi ho¸ (ion) b- Ph©n lo¹i ¨n mßn kim lo¹i: T theo c¬ chÕ x¶y qu¸ tr×nh ¨n mßn, ngêi ta chia hiƯn tỵng ¨n mßn kim lo¹i lµm lo¹i: ¨n mßn ho¸ häc, ¨n mßn sinh häc vµ ¨n mßn ®iƯn hãa * ¡n mßn ho¸ häc: Lµ sù ¨n mßn kim lo¹i qu¸ tr×nh t¬ng t¸c cđa bỊ mỈt kim lo¹i víi m«i trêng xung quanh, x¶y theo c¬ chÕ cđa c¸c ph¶n øng ho¸ häc dÞ thĨ, nghÜa lµ ph¶n øng chun kim lo¹i thµnh ion chØ x¶y ë cïng mét giai ®o¹n Qu¸ tr×nh ¨n mßn ho¸ häc cã thĨ x¶y m«i trêng khÝ kh« (SO2, CO2, H2S, O2 ) ë nhiƯt ®é cao hc m«i trêng c¸c chÊt kh«ng ®iƯn li d¹ng láng (nh sù ¨n mßn thiÕt bÞ, èng dÉn nhiªn liƯu láng cã lÉn c¸c hỵp chÊt lu hnh) * ¡n mßn sinh häc: Lµ sù ¨n mßn kim lo¹i g©y t¸c ®éng cđa mét sè vi sinh vËt cã m«i trêng ®Êt, níc * ¡n mßn ®iƯn ho¸: Lµ sù ¨n mßn kim lo¹i t¬ng t¸c cđa bỊ mỈt víi m«i trêng xung quanh, x¶y theo c¬ chÕ ®iƯn ho¸, tu©n theo c¸c qui lt cđa ®éng häc ®iƯn ho¸ ¡n mßn ®iƯn ho¸ x¶y theo hai qu¸ tr×nh kÌm sau ®©y: - Qu¸ tr×nh an«t lµ qu¸ tr×nh chun kim lo¹i vµo dung dÞch ë d¹ng c¸c ion hy®rat ho¸ - Qu¸ tr×nh cat«t lµ qu¸ tr×nh nhËn electron tõ kim lo¹i cđa c¸c chÊt khư cùc §èi víi c¸c kim lo¹i tinh khiÕt vµ ®ång nhÊt ph¶n øng an«t vµ cat«t cđa ¨n mßn kim lo¹i x¶y trªn cïng mét diƯn tÝch bỊ mỈt §èi víi kim lo¹i kh«ng ®ång nhÊt hc kh«ng tinh khiÕt, ph¶n øng cat«t vµ an«t cđa ¨n mßn ®iƯn ho¸ x¶y ë hai vïng kh¸c trªn bỊ mỈt kim lo¹i H×nh 9.1 Qu¸ tr×nh ¨n mßn hãa häc (a) vµ ®iƯn hãa kim lo¹i (b) 9.1.2 Các tiêu đánh giá mức độ ăn mòn: * Các tiêu ăn mòn chia làm hai loại: tiêu định tính tiêu định lượng - Định tính q trình ăn mòn nhằm sơ phân loại tượng, xem xét ngun nhân đặc tính q trình ăn mòn thơng qua quan sát mắt thường, kính hiển vi - Định lượng ăn mòn bao gồm: + Tốc độ ăn mòn khối lượng (Pkl): 118 Tốc độ ăn mòn khối lượng kim loại xem khối lượng kim loại bị ăn mòn tính đơn vị diện tích bề mặt, đơn vị thời gian: m − m2 Pkl = (g/cm2.ngay) (9.1) S t m1, m2 : khối lượng kim loại trước sau bị ăn mòn (g); S : diện tích bề mặt kim loại (cm2); t : thời gian (ngày); + Tốc độ thâm nhập (Ptn): Tốc độ thâm nhập (Ptn) chiều sâu trung bình tính từ bề mặt ban đầu kim loại bị ăn mòn sau năm: Ptn = Pkl 365 ρ (cm/năm mm/năm) (9.2) ρ: khối lượng riêng kim loại (g/cm3) + Ngồi ra, tốc độ ăn mòn đo mật độ dòng ăn mòn iam theo thể tích khí hiđrơ * Dựa vào tốc độ thâm nhập Ptn người ta chia kim loại thành nhóm: Nhóm kim loại có Ptn < 0,125 mm/năm coi bền ăn mòn Nhóm kim loại có Ptn = 0,125 - 1,25 mm/năm coi kim loại bền ăn mòn trung bình Nhóm kim loại có Ptn > 1,25 mm/năm coi khơng bền ăn mòn Tương ứng, người ta chia tốc độ ăn mòn thành loại: chậm, trung bình nhanh Cách phân loại mang tính tương đối phụ thuộc vào quan hệ chất vật liệu hoạt tính mơi trường Ví dụ: kim loại coi khơng bền ăn mòn nước ngọt, với tốc độ ăn mòn nước biển lại xem bền * Tốc độ ăn mòn khối lượng ( Pkl) tỉ lệ thuận với mật độ dòng ăn mòn (iam) theo định luật Faraday: Pkl = iam M t (g/cm2.ngày) n.F (9.3) iam (A/cm2); M: Ngun tử lượng kim loại (g); t: thời gian (s) ngày đêm (= 24*3600 s); n: số electron trao đổi ngun tử kim loại; F: số Faraday (F = 96500) 9.1.3 Cơ sở nhiệt động học ăn mòn điện hóa Tất q trình ăn mòn có ngun nhân chung: kim loại khơng bền nhiệt động điều kiện tương tác với mơi trường xung quanh Để nghiên cứu nhiệt động học ăn mòn điện hóa, người ta xây dựng giản đồ mơ tả tương quan (ϕ ) pH dung dịch, gọi giản đồ Pourbaix 119 ϕγ 4e + O + 2H O = 4O H - ,2 H = 2H + + 2e 10 14 pH Hình 9.2 Giản đồ Pourbaix điện cực hiđro oxi - Đường ab biểu diễn cân điện cực H+/H2 áp suất 1atm 2H+ + 2e ⇔ H2 + Nếu điện cực thấp đường ab điện cực xảy q trình khử H+: 2H+ + 2e → H2 + Ở cao (dương hơn) đường ab xảy phản ứng oxi hóa H2: H2 - 2e → 2H+ ==> Một hợp phần nước ion H+ hình thành nước bền - Đường cd biểu diễn cân oxi: O2 + 2H2O + 4e ⇔ 4OH + Ở cao đường cd xảy phản ứng oxi hóa OH- thành O2: 4OH- - 4e → O2 + 2H2O + Ở thấp đường cd xảy phản ứng khử O2 thành OH-: O2 + 2H2O + 4e → 4OH==> Vùng nằm hai vùng ab cd vùng ổn định điện hóa nước áp suất atm * Như vậy, điều kiện cần thiết để kim loại bị ăn mòn điện hóa kèm theo việc giải phóng H2 1atm, 25oC là: ϕ Men+ / Me < ϕ H + / H = −0, 059 pH - Khi pH dung dịch tăng điện cực hiđrơ âm nên q trình ăn mòn điện hóa giảm - Sự ăn mòn điện hóa có kèm theo q trình khử ion H+ thường gọi ăn mòn có tượng khử phân cực hiđrơ * Trong thực tế, dung dịch nước để ngồi khơng khí ln có oxi hòa tan oxi đóng vai trò chất oxi hóa 120 Nếu ϕ H / H < ϕMe / Me < ϕO /OH = 1,23 - 0,059pH kim loại bền nhiệt động ăn mòn điện hóa khử phân cực hiđrơ lại khơng bền có oxi có khử phân cực oxi xảy Vậy ϕ Me / Me < ϕO / OH = 1,23 - 0,059 pH: kim loại bị ăn mòn điện hóa kèm theo khử phân cực oxi Ví dụ: Xem Cu bị phá hủy mơi trường có pH = hay khơng? Cu2+ + 2e ⇔ Cu + n+ n+ 2 − − ϕ Cu2+/Cu = 0,34 + RT 0,059 ln[Cu2+] = 0,34 + lg[10-6] = 0,163V 2F ϕ O2/H2O = 1,23 - 0,059pH = 1,23 - 0,059.3 = 1,053V H+/H2 = - 0,059pH = - 0,059.3 = - 0,177V Vậy H+/H2 < Cu2+/Cu < O2/H2O Cu khơng bị ăn mòn H+ bị ăn mòn oxi hòa tan * Các kim loại dương oxi Au, Pt khơng bị ăn mòn dung dịch chứa oxi 9.2 Cơ chế q trình ăn mòn điện hóa kim lọai 9.2.1 Ăn mòn kim loại đồng thể dung dịch axit Khảo sát q trình ngâm Fe vào dung dịch axit (pH < 2) Có phản ứng điện cực: Fe ⇔ Fe2+ + 2e (1) H2 ⇔ 2H+ + 2e (2) H2 + 2OH ⇔ 2H2O + 2e (3) + 2H2O ⇔ O2 + 4H + 4e (4) 4OH ⇔ O2 + 2H2O + 4e (5) Theo quan điểm nhiệt động học phản ứng (2) (3) nhau; phản ứng (4) (5) nhau, có cân Giả thuyết dung dịch đuổi khí O2 phản ứng (3) xảy yếu Ta xét cân bằng: Fe2+ + 2e ⇔ Fe ϕ0 = - 0,44V + 2H + 2e ⇔ H2 ϕ0 = 0,00V cb ϕ Fe 2+ Fe = ϕ Fe 2+ Fe + 0,059 lg C Fe 2+ ; ϕ Hcb + - Khi chưa có H+ ta cân Fe Fe2+ 121 H2 = - 0,059 pH - Khi có H+ H+ lấy e Fe làm cho Fe2+/Fe dịch chuyển phía dương tạo điều kiện cho Fe hòa tan thành Fe2+ H+ thành H2 Về mặt động học chia phản ứng thành hai phần: Fe - 2e ⇔ Fe2+ (phản ứng anot) + 2H + 2e ⇔ H2 (Fe) (phản ứng catơt) Thế điện cực Fe thay đổi có giá trị nằm hai giá trị cân đạt đến giá trị điện hỗn hợp (điện ổn định) ăn mòn c Tại giá trị hệ đạt đến trạng thái ổn định iK H2 ϕ C Fe -ϕ Hình 9.3 Đường cong phân cực H Fe Ban đầu iaFe > icH+ đến lúc iaFe = ic H+ - Nếu xét nhánh với phản ứng: + Với Fe: iaFe = ←i Fe - →i Fe + Với H+: icH+ = →i H2 - ←i H2 ← Tại ổn định: i Hay: ← i Fe - i Fe + i → Đối với hệ nhiều q trình thì: Fe ← = i H2 → H2 = i → ← - i ← H2 ∑ ia = H2 + i → Fe → ∑ ik (tổng tốc độ q trình anơt tổng tốc độ q trình catơt) Fe Ở giá trị ăn mòn ϕc ia = icH = icorr Ta có: αnF Fe Fe icorr = ( ia )ϕcorr = iFe exp{ (ϕcorr - ϕ cb )} + RT + − (1 − α )nF icorr = ( icH )ϕcorr = iH0 exp{ (ϕcorr - ϕ RT H cb )} Phương trình đường cong phân cực tổng: 122 i = iaFe - icH Trong đó: αnF Fe iaFe = i Fe exp{ [(ϕ - ϕcorr ) + (ϕcorr - ϕ cb )]} + RT αnF = icorr.exp{ [(ϕ - ϕcorr )} RT + + (1 − α )nF + [(ϕ - ϕcorr ) + (ϕcorr - ϕ cbH )]} icH = i0H exp{RT + ( − α ) nF (1 − α )nF + = i0H exp{(ϕ - ϕcorr )} exp{(ϕcorr - ϕ cbH )} RT RT + ( − α ) nF (ϕ - ϕcorr )} icH = icorr.exp{RT ϕ - ϕcorr = ∆ϕ giá trị phân cực điện cực bị ăn mòn Phương trình đường cong phân cực tổng: Fe H i = i Fe - H = i [exp( α nF∆ϕ - exp( − (1 − α )nF∆ϕ + a ic + corr RT ) ) RT (*) - Nếu thừa nhận Fe = H+ = 0,5 giá trị ∆ϕ
- Xem thêm -

Xem thêm: chuong9 (đã sửa), chuong9 (đã sửa), chuong9 (đã sửa)

Gợi ý tài liệu liên quan cho bạn

Nạp tiền Tải lên
Đăng ký
Đăng nhập