Rozdział 8. Korozja elektrochemiczna

Z

problematyką elektrochemii stosowanej ściśle wiąże się nauka o ochronie metali

przed korozją.Generalnie korozją nazywamy niszczenie materiałów pod wpływem

współdziałania z otaczającym je środowiskiem. Niszczenie to może następować w

wyniku chemicznego oddziaływania środowiska ( np. wyroby metalowe na które działa

strumień agresywnego gorącego gazu), lub na skutek działania niektórych organizmów

ż

ywych (głównie bakterii), czy wreszcie w wyniku powstawania zwartego ogniwa na

powierzchni metalu w kontakcie z elektrolitem. Mówimy wówczas o „korozji

chemicznej” , „korozji biologicznej” lub „korozji elektrochemicznej”. Ze względu na

ogromne znaczenie praktyczne problemowi korozji poświęca się bardzo wiele uwagi, a

więc i odnośna literatura jest niezwykle bogata ( kilka pozycji podano na końcu

rozdziału).

Poniżej w formie bardzo uproszczonej omówimy wyłącznie zagadnienia związane z

elektrochemiczną korozją metali ograniczając się do podania jedynie elementarnych

wiadomości o tym procesie.

Większość używanych w technice i życiu codziennym metali charakteryzuje ujemny

potencjał standardowy. Niektóre przykłady podane są w tabeli 8.1

Tabela 8.1 Potencjały standardowe niektórych metali

*

/

Metal

E

0

/ V (wz

NEW)

Al

3+

/Al

Zn

2+

/Zn

Cr

3+

/Cr

Fe

2+

/Fe

Ni

2+

/Ni

-1,66

-0,76

-0,74

-0,44

-0,23

*

/Szczegółowe dane o wartościach potencjałów standardowych metali można znaleźć w

każdym podręczniku elektrochemii lub chemii fizycznej.

Wynika stąd wniosek ( p. równanie 1.5 rozdział 1), że w kontakcie z roztworami

wodnymi termodynamicznie trwałą będzie forma utleniona tych metali, czyli

będą one ulegały samorzutnemu roztwarzaniu:

M - ne → M

+ne

Tak więc mamy tu do czynienia z typową reakcją anodową, jednakże zgodnie z

zasadą zachowania elektroobojętności musi jej towarzyszyć rekcja katodowej

redukcji, w trakcie której zostanie wyemitowana odpowiednia liczba elektronów.

Jeśli nasz metal kontaktuje się ze środowiskiem kwaśnym ( niskie pH) wówczas

reakcją tą będzie redukcja jonów wodorowych:

nH

+

+ ne → n/2 H

2

↑

Łatwo zauważyć, iż te dwie rekcje towarzyszą każdej elektrolizie roztworów kwasów

pod warunkiem, że anoda wykonana jest z metalu termodynamicznie nietrwałego ( np.

Fe) natomiast katodę stanowi metal „szlachetny” (np. Pt lub Au). Różnica polega

jedynie na tym, że w przypadku korozji metalu katoda i anoda nie stanowią oddzielnych

elementów, a cały proces toczy się na powierzchni jednego metalu ( np. żelaza). Takie

procesy nazywamy korozją elektrochemiczną metalu. Procesy te przebiegają

samorzutnie wówczas, gdy wyrób z termodynamicznie niestabilnego metalu kontaktuje

się z roztworem elektrolitu zawierającym składniki, które mogą ulegać redukcji ( np.

jony H

+

lub tlen) lub gdy zwierają się ze sobą dwa metale o różnych potencjałach

standardowych ( np. do śruby stalowej użyto nakrętki wykonanej z mosiądzu ). Tworzy

się wówczas ogniwo w wyniku pracy którego metal o bardziej ujemnym potencjale

ulega utlenieniu, a więc roztwarza się . W zależności od tego jakie są rozmiary obu

elektrod takiego ogniwa mówimy o „makro ogniwie” ( np. śruba i nakrętka) lub „mikro

ogniwie” . Działanie mikro ogniw powoduje korozję biegnącą na powierzchni pozornie

jednolitego metalu, albowiem na tej powierzchni z reguły występują miejsca o

wyższej i niższej energii wewnętrznej, które w kontakcie z roztworem elektrolitu będą

działały jako anody i katody ogniwa. Uprzednio rozważaliśmy przypadek korozji żelaza

w kontakcie z roztworem kwasu ( p. wyżej), jeśli jednak ten sam wyrób żelazny będzie

kontaktował się z roztworem elektrolitu o wyższym pH ( np. woda morska) wówczas

reakcją katodową będzie redukcja tlenu lub samej wody:

O

2

+ 4e + 2H

2

O → 4 OH

-

lub

2H

2

O + 2e → 2 OH

-

+ H

2

Na rysunku 8.1 obrazowo przedstawiono proces powstawania makro-ogniwa

korozyjnego .

Rys. 8.1 Makro-ogniwo korozyjne

W zależności od rodzaju reakcji katodowej używa się określenia, że korozja przebiega „

z depolaryzacją wodorową” (przykład 1-szy) lub „tlenową”( przykład 2-gi). Należy

podkreślić, że w przypadku mikro ogniw korozyjnych bardzo często przestrzenie

katodowe i anodowe nie są trwale zlokalizowane w określonych miejscach na

powierzchni, lecz przemieszczają się po niej w miarę postępu procesu korozyjnego.

Wiemy już, że korozji elektrochemicznej ulegają metale w kontakcie z roztworem

elektrolitu, np. wodą morską. Jednakże takim elektrolitem może być też cienka

warstewka wody tworząca się na powierzchni metalu w kontakcie z wilgotnym

powietrzem, bowiem rozpuszczają się w niej takie składniki zawarte w powietrzu jak:

CO

2

, SO

2

, H

2

S i inne tworząc w efekcie elektrolit. Mówimy wówczas o korozji

atmosferycznej metalu. Również wilgotna gleba spełnia rolę elektrolitu, a więc i

rurociągi biegnące pod powierzchnią gleby są narażone na korozję elektrochemiczną i

wymagają odpowiedniej ochrony.

Korozja konstrukcji metalowych prowadzi do ogromnych strat ekonomicznych , a

niejednokrotnie również stanowi bezpośrednie zagrożenie dla życia ludzkiego ( np.

korozja kadłuba statku, rurociągu lub konstrukcji nośnej platformy wiertniczej ) to też

umiejętność zapobiegania korozji jest sprawą szczególnie ważną . Technologia

zabezpieczeń przeciwkorozyjnych jest szeroko omawiana w wielu podręcznikach i

monografiach ( literatura), tu zaś jedynie omówimy najbardziej istotne aspekty tego

problemu.

Ponieważ korozja metalu jest spowodowana oddziaływaniem nań środowiska winniśmy

przede wszystkim sprawdzić, czy wybrany przez nas metal będzie trwały (

termodynamicznie stabilny) w danym środowisku. Do tego celu służą diagramy

opracowane przez szkołę belgijskich elektrochemików pod kierunkiem profesora

Pourbaix, zwane potocznie „diagramami Pourbaix”. Diagramy te zostały obliczone z

wykorzystaniem zależności termodynamicznych przy założeniu, że dany metal

kontaktuje się z roztworem wodnym nie zawierającym związków kompleksotwórczych

( np. jonów Cl

-

). W formie bardzo uproszczonej przykład takiego diagramu pokazany

jest na rysunku 8.2.

Rys.8.2 Przykład diagramu Pourbaix

Diagram ma formę kwadratu przy czym na osi rzędnych podane są potencjały mierzone

wz. NEW natomiast na osi odciętych- pH roztoru, z którym kontaktuje się dany metal.

Widzimy, iż całe pole kwadratu podzielone jest na kilka obszarów. Pierwszy z nich jest

obszarem stabilności termodynamicznej rozpatrywanego metalu, a więc jeśli na

przykład zmierzony potencjał tego metalu wynosi – 0,7 V a pH środowiska 5, to w tych

warunkach metal nie będzie ulegał samorzutnemu roztwarzaniu i konstrukcja wykonana

z tego metalu jest bezpieczna. Jeśli jednak w tych samych warunkach potencjał metalu

wzrośnie powyżej – 0,5 V ( obszar 2), wówczas termodynamicznie stabilnym będzie jon

tego metalu ( M

n+

), a więc metal będzie korodował i konstrukcja wymaga specjalnego

zabezpieczenia. W obszarze 4 termodynamicznie stabilnym staje się nierozpuszczalny

tlenek metalu ( np.MO

2

). Zakładając, iż jest on izolatorem i tworzy szczelną powłokę

na powierzchni naszego metalu, przyjmujemy że jego obecność chroni nasz metal przed

dalszą korozją. Jeśli jednak pH roztworu wzrośnie powyżej 8 a potencjał powyżej –0,2

nasz metal będzie ponownie narażony na intensywną korozję, bowiem znajdzie się on w

obszarze 3, gdzie termodynamicznie stabilnym jest jon MO

4

2-

. Linią przerywaną na

wykresie zaznaczono obszar stabilności wody. Powyższy opis diagramu Pourbaix jest

bardzo uproszczony i ma na celu jedynie ilustrację możliwości wykorzystania

praktycznego tego typu diagramów. Więcej informacji na ten temat można uzyskać

studiując odpowiednią literaturę profesjonalną.

Tak więc z pomocą diagramu Pourbaix uzyskamy informację, czy w danych warunkach

eksploatacji ( pH środowiska) nasz metal będzie ulegał korozji i jest to bardzo istotna

wskazówka praktyczna. Jeśli okaże się, że metal będzie korodował, wówczas powstaje

drugie, nie mniej ważne pytanie: z jaką szybkością będzie następowała korozja? Należy

podkreślić, iż z uwagi na różne rodzaje korozji nie ma jednolitego sposobu określania jej

szybkości. W praktyce najczęściej określa się ją jako ubytek masy na jednostkę

powierzchni i czasu, czyli : g/ m

2

rok. Jednakże w przypadku korozji elektrochemicznej

do oszacowania jej szybkości można posłużyć się t. zw. „gęstością prądu korozji”,

bowiem szybkość procesu elektrodowego określamy po przez gęstość prądową „j” (p.

rozdział 1), którą znajdujemy za pomocą krzywej polaryzacyjnej. Dla przykładu

rozpatrzmy co się stanie, jeśli płytkę cynkową zanurzymy do 0,1 molowego roztworu

HCl . Cynk wówczas będzie ulegał korozji przy czym na powierzchni metalu będą

biegły równocześnie reakcja anodowa:

Zn → Zn

2+

+ 2e

i katodowa :

2H

+

+ 2e → H

2

Przebieg krzywych polaryzacyjnych ilustruje rysunek 8.3.

Rys.8.3 Katodowa i anodowa krzywa polaryzacyjna korozji cynku w roztworze 0,1

M HCl

Po pewnym czasie układ osiągnie stan stacjonarny, to znaczy, że szybkości reakcji

anodowej i katodowej zrównają się ( na rysunku pokazano dwie przeciwnie skierowane

strzałki ), to znaczy że j

a

= j

k

. Odpowiada temu określona gęstość prądowa, nazywana

„gęstością prądu korozji” i oznaczana symbolem j

kor

. Wartość potencjału

odpowiadającego j

kor

nazywana jest potencjałem korozji ( E

kor

). Jest to potencjał jaki

będzie posiadał metal korodujący w danym środowisku. Łatwo zauważyć, że zarówno

szybkość korozji jak i E

kor

tego samego metalu mogą zmieniać się drastycznie wraz ze

zmianą rodzaju środowiska, z którym kontaktuje się metal ( zmiana szybkości lub

rodzaju reakcji katodowej ) przy czym potencjał korozji może bardzo się różnić od

potencjału równowagowego danego metalu. Dla praktyka korozjonisty informacje o

wielkości zarówno j

kor

jak i E

kor

są niezwykle ważne. Można je szybko uzyskać za

pomocą t.zw. wykresów Evansa, których przykłady podane są na rysunkach 8.4a.b.c.

Evans zaproponował umieszczenie obu krzywych polaryzacyjnych (anodowej i

katodowej) w jednym polu wykresu E – j, przy czym oś odciętych podaje się w formie

lg j, dzięki czemu obie krzywe polaryzacyjne mają postać linii prostych

1

/. Punktowi

przecięcia tych prostych odpowiadają E

kor

( na osi rzędnych) oraz j

kor

( na osi odciętych

).

Rys. 8.4 a,b,c, d Przykłady wykresów Evansa

W rozdziale pierwszym omawialiśmy zależność szybkości procesu elektrolizy od

szybkości poszczególnych jej etapów podkreślając, iż najwolniejszy etap decyduje o

sumarycznej szybkości reakcji elektrodowej. Nazwaliśmy go etapem kontrolującym.

Analogiczna sytuacja ma miejsce i w przypadku korozji metalu, co znajduje swoje

1

/ Wielu autorów przyjmuje, iż przybliżony charakter prostoliniowy cechuje bieg

krzywych polaryzacyjnych w przypadku korozji, a więc na osi odciętych można podać
wielkości „j” nie zaś „lg j”.

odbicie w przebiegu wykresów Evansa. Rozpatrzmy to dokładniej na przykładzie pręta

ż

elaznego zanurzonego do roztworu H

2

SO

4

o różnym stężeniu. Reakcją anodową będzie

wówczas utlenianie ( roztwarzanie ) żelaza

Fe → Fe

2+

+ 2e

Natomiast reakcją katodową – redukcja jonów H

+

2 H

+

+ 2e → H

2

a) Reakcja anodowa ( roztwarzanie metalu ) i reakcja katodowa biegną ze zbliżoną

szybkością, np. gdy pręt żelazny zanurzymy do roztworu H

2

SO

4

o stężeniu 0,1 mol dm

-

3

. Przypadkowi temu odpowiada 1-szy z wykresów Evansa. Na szybkość korozji

wówczas w równej mierze wpływa szybkość reakcji anodowej, jak i katodowej ( ∆ E

a

≈

∆

E

k

) . Mówimy wtedy, że korozja biegnie z kontrolą „mieszaną” i zmniejszyć jej

szybkość możemy hamując przebieg reakcji anodowej lub katodowej ( na wykresie linie

kropkowane). W praktyce z reguły zmniejsza się szybkość reakcji katodowej np. przez

stosowanie inhibitorów organicznych (p. niżej).

b)

Ten sam pręt żelazny zanurzmy do roztworu H

2

SO

4

o stężeniu 0,01 mol dm

-3

. W tym

wypadku szybkość reakcji katodowa będzie już decydowała szybkość transportu

(dyfuzji) jonów wodorowych do katody, co znajduje swoje odbicie na wykresie Evansa

( wykres 2-gi).Jeśli teraz zmniejszymy szybkość reakcji anodowej praktycznie nie

wpłynie to na ogólną szybkość korozji metalu, natomiast jeśli zmniejszymy szybkość

reakcji katodowej ( np. rozcieńczając kwas) – szybkość korozji zmniejszy się znacząco (

p. wartość j

kor

)! Mówimy wówczas, że korozja biegnie z kontrolą katodową (∆ E

a

< ∆

E

k

). Z takim przypadkiem spotykamy się bardzo często, bowiem z reguły występuje on

wówczas, gdy korodujący metal styka się z roztworem obojętnym lub alkalicznym,

gdzie reakcją katodową jest redukcja cząsteczek tlenu rozpuszczonego w roztworze (p.

wyżej).

c)

Na kolejnym rysunku pokazany jest kształt wykresu Evansa dla przypadku, gdy

powierzchnia metalu narażonego na korozję chroniona jest warstwą farby lub innego

izolatora. Widzimy, że w tym przypadku obie krzywe polaryzacyjne nie przecinają się

bowiem powstaje blokada powierzchni metalu. Wykonanie dokładnego pomiaru E

kor

w

tym przypadku jest niemożliwe. Im warstwa izolatora jest szczelniejsza, tym tłumienie

procesu korozyjnego skuteczniejsze. Mówimy wówczas, że korozja biegnie z „kontrolą

omową”.

d)

Wiele metali stosowanych w praktyce ( np. Fe, Cr, Ni, Ti, W, i in.) w kontakcie z

roztworami o właściwościach utleniających ( np. stężone kwasy: HNO

3

lub H

2

SO

4

,

roztwory chromianów i t.p.) w trakcie polaryzacji anodowej może ulegać procesowi

pasywacji. Sprowadza się to do tego, iż mimo polaryzacji anodowej metal nie ulega

roztwarzaniu ( „traci aktywność”) i na anodowej krzywej polaryzacyjnej pojawia się

obszar, gdzie gęstość prądowa ( a więc i szybkość procesu anodowego) jest minimalna.

Przyczyna tego zjawiska była przedmiotem intensywnych badań, i obecnie przyjmuje

się, iż jest ono skutkiem utworzenia się na powierzchni metalu bardzo cienkiej ( nie

widocznej gołym okiem) szczelnej warstewki tlenków o właściwościach izolujących.

Stan pasywny metalu występuje w określonym zakresie potencjałów w trakcie

polaryzacji anodowej i zazwyczaj jest poprzedzany początkowym aktywnym

roztwarzaniem metalu, a więc wzrostowi potencjału anodowego towarzyszy wzrost j

a

(

obszar 1 na wykresie). Po osiągnięciu określonego potencjału, zwanego potencjałem

pasywacji ( E

pas

) następuje gwałtowny spadek mierzonej gęstości prądu anodowego

ś

wiadczący o zahamowaniu procesu roztwarzania metalu. Tak więc w pewnym zakresie

potencjałów anodowych metal staje się pasywnym ( obszar 2 ). W wyniku dalszej

polaryzacji anodowej, po osiągnięciu potencjału zwanego potencjałem transpasywacji

(E

tp

) następuje gwałtowny wzrost szybkości reakcji anodowej ( obszar 3). Ostatni z

wykresów Evansa dotyczy właśnie takiej sytuacji, gdy metal w kontakcie z utleniającym

ś

rodowiskiem ulega pasywacji anodowej. Jak widzimy w tym przypadku

∆ E

a

> ∆ E

k

i korozja biegnie z kontrolą anodową, jednakże gęstość prądu korozji w

tym przypadku jest bardzo mała, a zatem i szybkość korozji jest również bardzo mała.

Wartości potencjałów E

pas

i E

tp

zależą nie tylko od rodzaju metalu, lecz i od składu

elektrolitu. Obecność w roztworze niektórych jonów zwanych depasywatorami ( przede

wszystkim jonów Cl

-

) powoduje przesunięcie potencjału E

tp

w kierunku wartości

bardziej ujemnych zawężając tym samym zakres obszaru pasywności metalu ( linia

przerywana ). Jeśli stężenie jonów Cl

-

w roztworze jest dostatecznie wysokie pasywacja

anodowa metalu może w ogóle nie nastąpić. Podobne działanie wykazują też jony Br

-

.

Obecność jonów Cl

-

w małych ilościach jest też bardzo niebezpieczna bowiem

prowadzi do powstawania lokalnych przerw w powłoce pasywującej, i w tych

miejscach (często nie widocznych gołym okiem) gwałtownie rozwija się korozja metalu.

Ten rodzaj korozji nazywany jest korozją wżerową.

Tak więc za pomocą wykresów Evansa otrzymujemy bardzo cenne informacje o

procesie korozji metalu w danym środowisku, a mianowicie: jaka jest wartość

potencjału korodującego metalu w warunkach stacjonarnych ( E

kor

), z jaką szybkością

metal koroduje ( j

kor

) oraz z jaką kontrolą przebiega proces korozji. Ta ostatnia

informacja ma ogromne znaczenie praktyczne, bowiem jeśli chcemy skutecznie

zahamować proces korozji metalu, musimy spowolnić przebieg procesu

najwolniejszego- czyli kontrolującego szybkość korozji ! Tak np. jeśli korozja odbywa

się z kontrolą katodową, musimy działać w ten sposób, aby szybkość reakcji katodowej

stała się jeszcze mniejsza. Poniżej krótko omówimy najważniejsze sposoby

zapobiegania korozji szeroko stosowane w praktyce.

8.2 Sposoby zapobiegania korozji metali.

Najskuteczniejszym sposobem zapobiegania korozji byłby wybór takiego metalu, który

w kontakcie z danym środowiskiem jest termodynamicznie stabilny ( p. diagram

Pourbaix ). Jednakże w praktyce z reguły jest to niemożliwe, bowiem poza wymogiem

odporności na korozję, metale używane w technice i życiu codziennym winny spełniać

jeszcze szereg innych wymagań jak odpowiednie właściwości mechaniczne, niska cena,

niska toksyczność i in. Toteż prawie zawsze musimy stosować dodatkowe środki

ochrony przed korozją naszych konstrukcji i urządzeń. Z grubsza sposoby ochrony

można podzielić na 2 kategorie : bezpośrednie działanie na metal celem zmniejszenia

szybkości jego korozji, lub działanie na środowisko celem zmniejszenia jego

agresywności w stosunku do metalu. Dalej pokrótce rozpatrzymy przykłady

wykorzystania obu tych sposobów ochrony metali przed korozją.

8.2.1

Zapobieganie korozji poprzez oddziaływanie na środowisko.

Najprościej byłoby zmniejszyć, lub zgoła usunąć, składniki agresywne ze środowiska, z

którym kontaktuje się nasz metal, jednakże w praktyce jest to bardzo rzadko możliwe.

Jeśli środowisko agresywne tworzy obieg zamknięty ( np. zbiorniki lub kotły) wówczas

celowym może być użycie inhibitorów ( czyli „spowalniaczy” ) korozji. Obecnie

najczęściej stosuje się inhibitory organiczne. Są to związki organiczne zawierające

polarne grupy funkcyjne dzięki czemu mogą one adsorbować się na powierzchni metalu

i w ten sposób blokować miejsca o najwyższej aktywności, co w konsekwencji

prowadzi do skutecznego zmniejszenia szybkości korozji. Najprostszym przykładem

takiego inhibitora może być tiomocznik , który adsorbuje się na powierzchni żelaza

dzięki obecności

grupy sulfidowej.

.

Inhibitory stosowane w praktyce z reguły mają

jednak znacznie bardziej skomplikowaną budowę, bowiem w ten sposób adsorbując się

w miejscu aktywnym powierzchni metalu tworzą efekt parasola chroniąc równocześnie

część powierzchni w bezpośredniej bliskości od miejsca aktywnego. Również dla

ochrony metali przed korozją atmosferyczną stosuje się inhibitory, np nasączając papier

w którym są przechowywane drobne wyroby metalowe. W tym przypadku inhibitorami

są łatwo lotne substancje organiczne.

8.2.2 Ochrona przez oddziaływanie na metal

a. Elektrochemiczna ochrona metali przed korozją.

Jeśli stwierdziliśmy, że korozja naszego metalu w danym środowisku biegnie z kontrolą

mieszaną lub katodową, wówczas musimy wybierać takie środki ochrony, które jeszcze

bardziej spowolnią reakcję katodową. Można tego dokonać stosując t.zw. ochronę

katodową . Polega ona na tym, iż chronioną konstrukcję polaryzuje się katodowo co

można wykonać dwoma sposobami. Pierwszy z nich polega na zwarciu chronionej

konstrukcji z innym, bardziej elektroujemnym metalem ( cynk, glin i ich stopy )

zwanym „protektorem”, dzięki czemu tworzy się makro ogniwo, w którym metal

chroniony stanowi katodę i teoretycznie nie ulega w ogóle korozji , natomiast

roztwarzaniu ulega protektor stanowiący anodę w tak utworzonym ogniwie. Z tego

powodu protektor bywa nazywany „elektrodą poświęceniową”, zaś sama metoda

ochrony nazywana jest ochroną protektorową. Zaletą tej metody jest jej prostota,

natomiast główną wadą jest fakt bezpowrotnej utraty anody w czasie pracy ogniwa, a

więc w grę wchodzi nie tylko koszt metalu, ale również i zanieczyszczenie środowiska.

Można tego uniknąć, jeśli anodę sporządzić z metalu, który nie będzie ulegał

roztwarzaniu podczas polaryzacji, np. platyny i jej stopów, jednakże w tym przypadku

należy użyć zewnętrznego źródła prądu stałego aby dokonać polaryzacji katodowej

chronionej konstrukcji. Metodę tę nazywa się ochroną katodową. Jej wadą w

porównaniu z ochroną protektorową jest konieczność posługiwania się źródłem

zasilania ( a więc zużycie energii) i anodą wykonaną z drogich metali, jednakże anoda

taka służyć może przez długie lata, natomiast zużycie energii jest praktycznie bardzo

nie wysokie jeśli parametry polaryzacji zostały dobrane prawidłowo. Dzięki temu

obecnie ochrona katodowa znajduje znacznie szersze zastosowanie od ochrony

protektorowej. Jednakże w celu ochrony metalu przed korozją można również

zastosować polaryzację anodową, czyli skonstruować makro ogniwo, w którym metal

chroniony będzie anodą.. Metodę tę można zastosować jedynie w przypadku konstrukcji

wykonanej z metalu ulegającego pasywacji w danym środowisku . Warunkiem

niezbędnym do skutecznej ochrony wówczas jest spowodowanie, aby potencjał metalu

chronionego znalazł się w obszarze potencjałów, w których jest on pasywny. Jest to

spełnione w przedziale potencjałów bardziej dodatnich od potencjału pasywacji danego

metalu a bardziej ujemnych od jego potencjału transpasywacji. Tak więc, aby skorzystać

z metody elektrochemicznej ochrony anodowej muszą być spełnione następujące

podstawowe warunki:

1. metal w danym środowisku musi ulegać pasywacji ( a więc w przypadku

znakomitej większości metali musi to być elektrolit o właściwościach utleniających nie

zawierający składników będących depasywatorami, np. jonów Cl

-

)

2. potencjał metalu musi być utrzymywany w zakresie potencjałów pasywnych, a

zatem musimy dysponować elektrodą odniesienia względem której potencjał metalu

będzie mierzony, oraz przyrządem który spowoduje iż potencjał naszego metalu

przyjmie żądaną wielkość. Przyrząd taki nazywa się potencjostatem.

Jeśli warunki powyższe są spełnione zastosowanie ochrony anodowej jest szczególnie

wskazane, bowiem do zalet tej metody należą: bardzo dobra skuteczność ochrony przy

równoczesnych bardzo niskich kosztach energii ( niskie prądy w obszarze pasywnym!)

oraz zachowanie czystości środowiska, bowiem konstrukcja chroniona mimo

polaryzacji anodowej nie ulega roztwarzaniu, natomiast elektroda pomocnicza stanowi

katodę, a więc również nie ulega roztwarzaniu w trakcie procesu ochrony.

8.2.2

Inne sposoby ochrony metali przed korozją

Spośród innych sposobów ochrony przed korozją poprzez bezpośrednie

oddziaływanie na metal ulegający korozji należy wymienić przede wszystkim pokrycie

powierzchni tego metalu innym materiałem bardziej stabilnym w zetknięciu z danym

ś

rodowiskiem agresywnym. Takim pokryciem może być inny metal, który w danych

warunkach koroduje znacznie wolniej ( np. powłoka niklowa na wyrobach żelaznych)

lub warstwa farby bądź polimeru nie przewodzącego izolujące metal od kontaktu ze

ś

rodowiskiem. Powłoki metaliczne w praktyce najczęściej są osadzane na drodze

elektrolizy ( powłoki galwaniczne ), przy czym zazwyczaj składają się one z kilku

warstw różnych metali, np. na wyroby żelazne może być osadzona powłoka niklowa, a

następnie chromowa, co znakomicie wzmacnia efekt ochronny. W niektórych

wypadkach powłoki metaliczne osadza się chemicznie ( bez użycia zewnętrznego źródła

prądu) – takie powłoki często poza metalem zawierają w swym składzie również

komponenty niemetaliczne roztworu, np. chemicznie otrzymana powłoka niklowa

zawiera w swym składzie fosfór, dzięki czemu wzrasta jej odporność na korozję oraz

zmieniają się właściwości fizyko-chemiczne.

W zasadzie najprostszym sposobem ochrony wydaje się pokrycie powierzchni metalu

powłoką izolacyjną, która zapobiegnie bezpośredniemu kontaktowi metalu z

agresywnym środowiskiem, np. wymalowanie farbami olejnymi lub pokrycie cienką

warstewką polimerów nieprzewodzących. Jednakże takie zabezpieczenie jest nietrwałe,

albowiem powłoka izolacyjne po pewnym czasie ulega degradacji , pojawiają się na niej

drobne rysy ( często niewidoczne gołym okiem), a w przypadku farby – w kontakcie z

roztworem wodnym lub wilgotnym powietrzem następuje powolne przenikanie wody i

tlenu w głąb powłoki . Ponadto w czasie eksploatacji może nastąpić mechaniczne

uszkodzenie powłoki kryjącej (np. powstanie rysa). W efekcie na powierzchni metalu

pod powłoką zaczyna rozwijać się proces korozji, i w miarę jego postępu następuje

łuszczenie farby. To też zazwyczaj stosuje się kilka warstw różnych farb spełniających

różne zadania: pierwsza warstwa ma zapewnić dobrą przyczepność farby do

powierzchni metalu, następne jego izolację elektryczną, natomiast ostatnia zapewnia

ładny wygląd. Stosowane bywają specjalne farby zawierające w swym składzie

organiczne inhibitory korozji oraz bardzo drobny proszek metalowy cynkowy lub

glinowy działające jako protektory w razie uszkodzenia powłoki kryjącej. W przypadku

dużych konstrukcji metalowych ( np. kadłubów statków morskich) pomimo powłoki

farb stosowana jest katodowa ochrona jako zabezpieczenie dodatkowe.

Jak już wspomniano na wstępie tego rozdziału, korozja metali i ochrona przed nią

stanowią bardzo poważne zagadnienie technologiczne, któremu poświęcona jest

obszerna literatura naukowa. Niektóre pozycje podane są poniżej.

Literatura uzupełniająca

1. R. G. Kelly, J.R. Scully, D. Shoesmith, R.G. Buchneit, Electrochemical Techniques

in Corrosion Science and Engineering” John Willey&Sons, New York , 2002

2.Uhlig’s Corrosion Handbook, 2

nd

ed. R.Winston Revie, John Willey&Sons, New York

2000

3.D. .A. Jones, Principals and Prevention of Corrosion, 2

nd

ed. Prentice Hall, NJ 1996