Окисление активных металлов водой

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ

Вода является очень слабым электролитом, однако в процессе диссоциации ее молекул, хоть и в небольшом количестве, образуются ионы водорода:

H₂O H + + OH —

Образующиеся ионы Н + способны окислять атомы металлов, расположенных в ряду активности до водорода, восстанавливаясь до молекулярного водорода:

Следовательно, продуктом восстановления при взаимодействии любого металла (если он стоит в ряду активности левее водорода) с водой будет газообразный водород. Состав же продукта окисления зависит от активности металла и условий протекания реакции.

Активные металлы энергично взаимодействуют с водой при обычных условиях по схеме:

Продуктом окисления металла является его гидроксид – Me ( OH ) _n (где n -степень окисления металла).

Металлы средней активности взаимодействуют с водой при нагревании по схеме:

2Me + nH₂O Me₂O_n + nH₂

Продукт окисления в таких реакциях – оксид металла Me ₂ O_n (где n -степень окисления металла).

3 Fe + 4 H ₂ O _пар Fe ₂ O ₃ · FeO + 4 H ₂

Источник

Поведение металлов в растворах электролитов с различной реакцией среды н.П.Танцура

Обратимся сначала к Периодической системе элементов. Положение металла в ней не является однозначной характеристикой его коррозионной стойкости. Тем не менее, можно отметить некоторую закономерность расположения в таблице более или менее стойких металлов. Наиболее термодинамически неустойчивыми (активными) являются металлы в подгруппах А (главных) первой и второй групп — щелочные и щелочно-земельные, а так же алюминий, цинк и некоторые другие. К нестабильным (средней активности) относятся те металлы, потенциалы которых находятся в интервале от -0,5в до 0в (Fe, Cd, Ni, Sn, Pb и другие). К устойчивым (малоактивным) относятся металлы с потенциалами в интервале от 0в до 0,81в (Сu, Ag, Hg, Re, Rh и другие), такие металлы стабильны в нейтральной и кислой среде в отсутствии кислорода и других сильных окислителей. К наиболее термодинамически стабильным металлам относятся золото Au, платина Pt, палладий Pd и иридий Ir (Е о >1,23в). Таким образом, наиболее коррозионно-стойкие металлы находятся внизу В подгрупп (побочных) I – VIII групп. Следует отметить легко пассивирующиеся металлы — это d-металлы (побочных подгрупп) четвертой (Ti, Zr), шестой (Сг, Мо) и восьмой групп (Fe, Ni, Co), причем с увеличением порядкового номера металла в подгруппе (при движении по подгруппе вниз) склонность к пассивации снижается.

Рассмотрим процессы окисления металлов в средах, характеризующихся различными значениями рН. Используем при этом два основных подхода:

1) термодинамический подход позволяет оценить теоретическую возможность протекания окислительно-восстановительной реакции, рассчитав ее ЭДС в заданных условиях (температура, концентрация компонентов среды, рН и другие).

Известно, что реакция, может протекать самопроизвольно, если потенциал электрохимической системы, в которой присутствует участвующий в реакции окислитель Е_ок, больше потенциала электрохимической системы, в которой содержится восстановитель данного процесса Е_в-ль или DЕ= Е_ок-ль— Е_в-ль>О (для стандартных условий: DЕ о = Е о _ок-ль— Е о _в-ль>О). Обычно используют упрощенную формулировку этого термодинамического положения: процесс протекает самопроизвольно, если потенциал окислителя больше потенциала восстановителя.

2) кинетический подход учитывает факторы, которые влияют на скорость реакции или могут препятствовать ее протеканию и не учитываются при оценочных расчетах изменения энергии Гиббса или ЭДС реакции. Например, наличие на поверхности некоторых металлов устойчивых в среде защитных оксидных пленок, образование в процессе реакции нерастворимого вещества (соли, оксида или гидроксида металла), осаждающегося на его поверхности и препятствующего доступу реагента к металлу.

Окисление металлов водой в нейтральной среде

Если металл достаточно активен, то он может восстанавливать водород из воды или окисляется водой, при этом образуется гидроксид металла и выделяется водород по схеме: Me + nH₂O = Me(OH)_n + n/2H₂

2H + + 2e → H о ₂ (или 2Н₂О + 4e =H о ₂ +4OH — )

Используя справочную литературу, выпишем стандартные потенциалы электрохимических систем, содержащих окислитель и восстановитель: Е о _Me + n _/_Me и Е о (2Н + /Н₂)=-0,41в (нейтральная среда). ЭДС реакции в стандартных условиях рассчитываем по формуле:

Если величина DЕ о положительна (DЕ о >0), то процесс может протекать самопроизвольно в отсутствии кинетических препятствий. Решая неравенство (- 0,41в – Е о _Me n + _/_Me)>0, получаем, что значение потенциала металла, при котором он может восстанавливать водород в стандартных условиях из воды должно быть менее -0,41в (Е о _Me n + _/_Me о _Me + n _/_Me o =-0,41+2,92= 2,51>0.

Такие металлы, как Al, Zn, Mn, Be и многие другие, для которых ЭДС реакции положительна, тем не менее не окисляются водой в нейтральной среде, поскольку их защитные оксидные пленки весьма устойчивы и в воде не растворяются.

Обычно в воде в небольших количествах присутствует растворенный О₂ — достаточно сильный окислитель. Тогда при длительном контакте с водой происходит медленное окисление (коррозия) металлов:

Окисление металлов водой в щелочной среде

Такая среда существует в водном растворе щелочи или в растворе соли, при гидролизе которой образуется щелочь. Даже при невысокой концентрации щелочи количество металлов, которые могут окисляться водой, увеличивается. К щелочным и щелочно-земельным добавляются металлы, оксиды и гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами (например, Al, Be, Zn, Pb, Sn, Cr). Защитные оксидные пленки таких металлов неустойчивы (растворяются) в щелочах, и металлы окисляются водой с выделением водорода. При этом продуктом растворения оксидов и гидроксидов указанных металлов в водном растворе щелочи являются комплексные соли или гидроксокомплексы. В данном процессе можно выделить несколько стадий.

Рассмотрим растворение цинка, покрытого на воздухе оксидной пленкой ZnO, в водном растворе NaOH:

1) Первой стадией процесса является растворение защитной оксидной пленки ZnO в щелочи (ZnO не растворяется в Н₂О):

2) Вторая стадия представляет собой окислительно-восстановительную реакцию — окисление металла (Zn) водой:

В данном процессе цинк является восстановителем и окисляется, а вода – окислителем и восстанавливается с выделением водорода.

3) Третья стадия -растворение в щелочи образующегося амфотерного гидроксида металла:

Далее стадии 2 и 3 могут протекать до полного растворения металла. Cложив уравнения второй и третьей стадии, получим суммарное уравнение процесса:

↑координационное число Zn.

Продуктом коррозии цинка в щелочной среде является соль Na₂[Zn(OH)₄].

Примечание1: при записи комплексных солей во многих случаях координационное число металла кч (в данном случае, количество гидроксид-ионов, связанных с ним) равно удвоенной степени окисления (ст.ок.) металла, то есть кч(Ме) = 2·ст.ок.(Ме).

Иногда приведенные выше уравнения записывают в упрощенной форме, которая не соответствует фактическому характеру продуктов реакции. Например, растворение цинка, покрытого на воздухе оксидной пленкой ZnO, в водном растворе щелочи представляют в виде:

При этом продуктом коррозии цинка является соль Na₂ZnO₂. Однако, следует иметь в виду, что подобные соли могут образоваться только в расплаве.

Приведем пример записи суммарного уравнения растворения алюминия в водном растворе КОН:

Примечание 2: в достаточно концентрированном растворе щелочи образуется комплекс Na₃[Al(OH)₆], при разбавлении раствора молекулы воды могут замещать ОН-группы в комплексной частице. Тогда в разбавленном растворе щелочи соль может иметь вид: Na[Al(OH)₄(Н₂О)₂] (кчAl=6). Обычно молекулы Н₂О при записи опускают и представляют соль в виде Na[Al(OH)₄].

При расчете ЭДС таких реакций необходимо использовать потенциалы Е о электрохимических систем типа:

[Al(OH)₄(Н₂О)₂] — /Al Е о = -2,3в (а не -1,66в для системы Al +3 /Al),

[Sn(OH)₃(Н₂О)] — /Sn, E o =-0,9в (а не Е о Sn +2 /Sn =-0,14в).

Это связано с тем, что в щелочной среде практически отсутствуют свободные катионы металлов, оксиды и гидроксиды которых амфотерны (Zn 2+ , Al 3+ , Sn 2+ и другие). Катионы таких металлов связаны в устойчивые комплексные частицы.

Учитывая, что стандартный потенциал восстановления водорода в щелочной среде равен -0,82в, рассчитаем, например, ЭДС реакции растворения олова в водном растворе щелочи в стандартных условиях. Данный процесс выражается уравнением:

ЭДС реакции будет положительной величиной: ΔЕ о = -0,82 – (-0,9)=0,08в>0. При использовании стандартного потенциала системы Sn 2+ /Sn (Е о Sn +2 /Sn =-0,14в), ЭДС реакции была бы отрицательна. Это означало бы термодинамическую невозможность ее протекания, что не соответствует действительности.

Источник

Металлы (стр. 3 )

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6

4.2.1. Отношение металлов к воде

В воде окислителем является ион водорода, поэтому окислятся водой могут те металлы, стандартные электродные потенциалы
которых ниже потенциала иона водорода в воде. Последний зависит от рН среды: . В нейтральной среде (рН = 7) . Таким образом, активные металлы будут реагировать с водой, металлы средней активности водой пассивируются, малоактивные не реагируют.

Например: щелочные и щелочноземельные металлы бурно реагируют с водой с выделением водорода при обычных условиях:

магний реагирует только при нагревании:

а менее активные металлы взаимодействуют только с парами воды:

4.2.2. Отношение металлов к кислотам

Окисление металлов кислотами может происходить как за счет ионов водорода, так за счет ионов кислотного остатка.

Окисление металлов ионами водорода происходит водными растворами тех кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств. Это

Реакции окисления металлов в этих случаях протекают
по схеме:

Причем реакции протекают в случае, если , т. е. с растворами кислот взаимодействуют все металлы, которые располагаются в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода, например:

Окисление металлов за счет кислотного остатка происходит водными растворами тех кислот, центральный атом которых может понижать свою степень окисления, в результате чего анион этой кислоты может выступать в роли окислителя.

Это

В зависимости от силы окислителя и активности реагирующего металла, возможны следующие случаи:

1. При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой
в качестве окислителя формально выступает азот в степени окисления +5. Данные приведены в табл. 4.

(окислитель )

Реагируют, реагируют и пассивируется:

Реагируют:

Кислота восстанавливается, в основном, до следующих продуктов

Активные металлы реагируют следующим образом:

Металлы средней активности восстанавливают азот до N+1:

Малоактивные металлы реагируют с выделение NO или NO2:

Металлы, для которых характерна высокая степень окисления, образуют кислородсодержащие кислоты:

2. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой может происходить более глубокое восстановление N+5. Данные приведены в табл. 5.

(окислитель )

Реагируют, реагируют и пассивируются:

Реагируют:

Активные металлы глубоко восстанавливающие азот:

Металлы средней активности выделяют NO или NO2:

Малоактивные металлы восстанавливают азот до N+4:

Металлы, для которых характерна высокая степень окисления, образуют кислородсодержащие кислоты:

3. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой в роли окислителя формально выступает сера в степени окисления + 6, входящая в состав сульфат иона. Поэтому концентрированной серной кислотой окисляются все металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше, чем электродный потенциал окислителя , а также некоторые малоактивные металлы. Данные приведены в табл. 6.

(окислитель )

Реагируют, реагируют и пассивируются:

Реагируют:

Кислота восстанавливается, в основном, до следующих продуктов

Активные металлы восстанавливают серу до следующих соединений:

Металлы средней активности выделяют свободную серу или диоксид серы:

Малоактивные металлы восстанавливают серу до S+4:

4.2.3. Взаимодействие металлов со смесями кислот

Окислительная способность азотной кислоты усиливается при добавлении к ней фтороводородной или хлороводородной кислот. В последнем случае образующуюся смесь называют «царской водкой». Эти смеси растворяют самые малоактивные металлы, чему способствует образование промежуточных реакционноспособных частиц и в качестве продуктов – комплексных соединений.

В «царской водке» растворяются: золото, платина, талий:

А в смеси плавиковой и азотной кислоты растворяются цирконий, гафний, ниобий, тантал

4.2.4. Отношение металлов к щелочам

В присутствии щелочей окисляющее действие воды может проявляться в большей мере. При окислении металлов водой образуются гидроксиды и водород. Если оксид и гидроксид относятся
к амфотерным соединениям, то они будут растворяться в щелочном растворе. Данные приведены в табл. 7.

(окислитель ) + щелочь (например, )

Реагируют:

Например, при взаимодействии металлов средней активности с водным раствором щелочей образуется гидроксокомплексы:

С окислительно-щелочными расплавами, состоящими из щелочей и нитратов щелочных металлов, реагируют тугоплавкие металлы: осмий, рений, вольфрам, рутений.

Иридий растворяется в расплаве хлорида натрия при пропускании газообразного хлора:

4.2.5. Отношение металлов к водным растворам солей

Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Направление реакции определяется взаимным расположением
металлов в электрохимическом ряду напряжений. Практически взаимное вытеснение металлов из растворов солей происходит в случае металлов, расположенных в ряду напряжений после магния.
Он (магний – , вытесняет все металлы из растворов их солей, расположенных правее его:

5. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Коррозия – процесс разрушения металлов под действием окружающей среды, протекающий самопроизвольно.

Коррозия представляет собой окислительно-восстановитель-ный процесс, в ходе которого атомы металла отдают электроны,
а атомы веществ, составляющих коррозионную среду, принимают электроны. В результате коррозии образуются соединения, в состав которых входит металл с положительной степенью окисления
(оксиды, гидроксиды, карбонаты, сульфиды и др.), а также продукты восстановления веществ коррозионной среды.

Причина коррозии заключается в термодинамической неустойчивости системы металл – коррозионная среда. Энергия Гиббса для процесса коррозии . Именно поэтому большинство металлов находится в природе в виде соединений.

Возможность коррозии, ее скорость, характер, а также характер образующихся продуктов коррозии определяются свойствами металла и составом коррозионной среды. В ряде случаев адсорбционные или фазовые слои (пленки), возникающие на поверхности металла в результате начавшегося коррозионного процесса, образуют настолько плотный и непроницаемый барьер, что коррозия прекращается или очень сильно тормозится. Поэтому в условиях эксплуатации металл, обладающий большим сродством к кислороду, может оказаться не менее, а более стойким. Так, свободная энергия образования оксидов хрома или алюминия выше, чем оксидов железа, а по стойкости они часто превосходят его.

Коррозионные процессы классифицируют:

§ по виду (геометрическому характеру) коррозионных разрушений на поверхности или объеме металла;

§ механизму взаимодействия металла со средой (химическая и электрохимическая коррозия);

§ типу коррозионной среды;

§ характеру дополнительных воздействий, которым подвергается металл одновременно с действием окружающей среды.

Коррозию, захватившую всю поверхность металла, называют сплошной. Ее делят на равномерную и неравномерную в зависимости от того, одинакова ли глубина коррозионных разрушений на разных участках. При местной коррозии поражения локальны и оставляют практически незатронутой значительную (иногда подавляющую) часть поверхности. В зависимости от степени локализации различают коррозионные пятна, язвы и точки.

Далее более подробно остановимся на вышеуказанных коррозионных процессах.

5.1. Механизмы взаимодействия металла со средой

Химическая коррозия – процесс разрушения металла под действием коррозионной среды, в которой отсутствует жидкая вода. Например, химическая коррозия наблюдается при действии на металл сухих газов (воздуха или продуктов горения топлива и т. п.),
а также жидких неэлектролитов (нефти, бензина и т. п.).

Механизм химической коррозии связан с протеканием на поверхности раздела фаз двух сопряженных реакций: окисление металла и восстановление окислителя, причем в пространстве эти два процесса, как правило, не разделены. В этом же месте происходит и накопление продуктов реакции окисления. Из этих продуктов (оксидов, сульфидов и т. п.) на поверхности металлов формируются пленки, от структуры и прочности которых зависит скорость протекания химической коррозии. Особенно быстро коррозия идет при высоких температурах.

Электрохимическая коррозия – окисление металла в присутствии электролита, сопровождающиеся возникновением гальванической пары. Таким образом, при электрохимической коррозии
наряду с химическим процессом протекает и процесс электрохимический – движение электронов от одного участка системы к другому.

Процесс электрохимической коррозии можно разделить на два сопряженных электродных процесса (рис. 5.1):

§ Анодный процесс, состоящий в переходе атомов металла
в раствор в виде гидратированных ионов, причем на металле остается эквивалентное количество электронов;

§ Катодный процесс, заключающийся в связывании этих избыточных электронов окислителем из окружающей среды.

Коррозия может происходить только при одновременном протекании анодного и катодного процессов.

Анодный и катодный процессы протекают на разных участках металла. При этом происходит движение ионов в растворе электролита, который контактирует с металлом, и движение электронов
в металле. На анодных участках имеет место процесс перехода
ионов металла в раствор с их одновременной гидратацией: . Электроны же перемещаются на катодные участки, потенциал, которого более положителен.

Анодные участки играют роль отрицательного электрода – анода. Катодные участки играют роль положительного электрода – катода. На катодных участках происходит связывание электронов окислителем: , где Ox – окислитель среды; Red – его восстановленная форма. Скорость электрохимической коррозии зависит от ряда факторов, в том числе от электродного потенциала на границе металл/электролит.

Рис. 5.1. Схема коррозионного процесса

Процессы, протекающие при электрохимической коррозии, аналогичны процессам, происходящим в гальваническом элементе, с тем отличием, что при электрохимической коррозии отсутствует внешняя цепь, и поэтому электроны передвигаются внутри подвергающегося коррозии металла, т. е. коррозионный элемент является короткозамкнутым. Коррозионные элементы возникают на поверхности металла или сплава, где из-за неоднородности состава соприкасающиеся участки поверхности металла имеют различные электродные потенциалы. Такие участки появляются из-за примесей в металлах, неоднородностей в сплаве, а также при контакте разных металлов в изделии.

При контакте двух металлов тот, из них, который имеет более отрицательный потенциал (является более сильным восстановителем), разрушается, окисляясь и переходя в раствор в виде ионов. Электроны при этом переходят к металлу с более положительным электродным потенциалом, на котором происходит деполяризация – использование этих электронов для восстановления окислителя.

В катодном процессе могут восстанавливаться различные окислители. Чаще всего встречаются две разновидности этого процесса: с кислородной (в нейтральной среде) и с водородной (в кислой среде) деполяризацией.

При электрохимической коррозии с кислородной деполяризацией окислителем, принимающим электроны, является растворенный кислород, имеют место следующие электродные процессы:

анодный процесс: ;

катодный процесс: .

При электрохимической коррозии с водородной деполяризацией окислителем, принимающим электроны, являются ионы
водорода:

анодный процесс: ;

катодный процесс: .

Например, коррозия железа в контакте с медью в кислой среде протекает следующим образом. Создается гальванический элемент: . Так как железо – более сильный восстановитель, чем медь, оно будет окисляться, в результате чего ионы железа станут переходить в раствор, образуя соль железа; железо при этом заряжается отрицательно. Электроны будут переходить
от железа к меди, а ионы водорода в растворе будут перемещаться к поверхности меди, где будут восстанавливаться этими электронами:

На поверхности железа: .

На поверхности меди: .

При коррозии железа в нейтральной или щелочной среде,
когда концентрации ионов водорода незначительна, на катоде
восстанавливается кислород, растворенный в электролите, т. е. имеет место процесс:

Одновременно имеет место процесс образования ионов железа (II):

Ионы железа дают с ионами гидроксид железа (II):

Последний окисляется кислородом воздуха до гидроксида железа (III), который способен частично отщеплять воду с образованием бурой ржавчины:

5.2. Коррозия в различных средах

Некоторые коррозионные среды и вызываемые ими разрушения столь характерны, что по названию этих сред классифицируются и протекающие в них коррозионные процессы. Так, выделяют газовую коррозию, т. е. химическую коррозию под действием горячих газов (при температуре много выше точки росы). Характерны некоторые случаи электрохимической коррозии (преимущественно с катодным восстановлением кислорода) в природных средах:
атмосферная – в чистом или загрязненном атмосферном воздухе, при влажности, достаточной для образования на поверхности металла пленки электролита (особенно в присутствии агрессивных газов, например или аэрозолей кислот, солей и т. п.);
морская – под действием морской воды, и подземная – в грунтах
и почвах.

Коррозия под влиянием дополнительных факторов (воздействий). Коррозия под напряжением развивается в зоне действия растягивающих или изгибающих механических нагрузок, а также остаточных деформаций или термических напряжений, и как правило ведет к коррозионному растрескиванию, которому подвержены например, стальные тросы и пружины в атмосферных условиях, углеродистые и нержавеющие стали в паросиловых установках, высокопрочные титановые сплавы в морской воде и т. д. При знакопеременных нагрузках может проявляться коррозионная усталость, выражающаяся в более или менее резком понижении предела усталости металла в присутствии коррозионной среды. Коррозионная эрозия представляет собой ускоренный износ металла при одновременном воздействии взаимно усиливающих друг друга коррозионных и абразивных факторов (трение скольжения, поток абразивных частиц и т. п.).

Электрическая коррозия (электрокоррозия) является следствием блуждающих токов. Такие токи возникаю в грунте при функционировании заземленных электрических установок, работающих в режиме постоянного тока (в том числе электротранспорт). При работе таких установок часть электрического тока проходит по грунту и через подземные металлические сооружения, причем на последних появляются участки входа и выхода постоянного тока, т. е. катодные и анодные участки. Анодные участки металлического сооружения (рельсы, сваи и т. п.) и подвергаются коррозии. Сходные разрушения, локализуемые вблизи контакта, может вызывать соприкосновение в электролите двух разнородных металлов, образующих гальванический элемент. В таком случае происходит контактная коррозия. В узких зазорах между деталями, а также под отставшим покрытием или наростом, куда протекает электролит, но затруднен доступ кислорода, необходимого для пассивации металла, может развиваться щелевая коррозия, при которой растворение металла, в основном, происходит в щели,
а катодные реакции частично или полностью протекают рядом
с ней, на открытой поверхности.

Принято также выделять биологическую коррозию (биокоррозию), идущую под влиянием продуктов жизнедеятельности бактерий и других микроорганизмов, и радиационную коррозию – при воздействии радиоактивного излучения.

Количественная оценка коррозии. Скорость общей коррозии оценивается по убыли металла с единицы площади (К), например в г/м2×ч, или по скорости проникновения коррозии, т. е. по одностороннему уменьшению толщины нетронутого металла (П), например в мм/год.

При подборе материалов, стойких к воздействию различных агрессивных сред в конкретных условиях, пользуются справочными таблицами коррозионной и химической стойкости материалов или проводят лабораторные и натуральные (непосредственно на месте и в условиях будущего применения) коррозионные испытания образцов, а также промышленных узлов и аппаратов.

5.3. Методы защиты от коррозии

Для предупреждения коррозии и защиты от нее применяются:

§ изменение свойств коррозионной среды;

§ изменение коррозионных свойств металла.

Из электрохимических методов наиболее распространенными электрохимическими методами являются протекторная и катодная защита. Сущность этих методов сводится к подаче на защищаемый предмет избытка электронов, который затрудняет окисление металла. В случае протекторной защиты источником этих электронов является протектор – электрод из металла более активного, чем металл защищаемого изделия. При соединении защищаемой конструкции (например трубопровода) с протектором (цинк, магниевые сплавы) в коррозионной среде возникает гальванический элемент, работа которого приводит к интенсивному разрушению протектора и замедлению коррозии защищаемого изделия. В случае катодной защиты процесс подачи электронов на защищаемый предмет осуществляется внешним источником тока. Для этого защищаемый предмет соединяют с отрицательным полюсом внешнего источника тока, тем самым превращая его в катод, на котором восстанавливается окислитель. В качестве анода используют листы железа или специально изготовленные сплавы, которые и подвергаются разрушению.

Изменение свойств коррозионной среды пригодно для случаев, когда защищаемое изделие эксплуатируется в ограниченном объеме жидкости. Один из методов состоит в удалении из раствора, в котором эксплуатируется изделие, особенно опасных в коррозионном отношении веществ – растворенного кислорода и углекислого газа. Этого можно достичь, например, кипячением, нейтрализацией растворов, снижением концентрации солей и т. д.

Другой метод состоит в добавлении к этому раствору веществ, замедляющих коррозию – ингибиторов. В зависимости от вида коррозии, природы металла и раствора применяют различные ингибиторы. При атмосферной коррозии применяют хорошо адсорбирующиеся на металл вещества: моноэтаноламин, карбонат аммония, уротропин, нитрит натрия. Для нейтральной среды и растворов солей используют неорганические соли хромовых кислот, фосфорной, кремниевой, азотной и азотистой кислот. В кислых средах используют органические ингибиторы, содержащие атомы азота, серы, фосфора, кислорода и группировки атомов с ненасыщенными связями. Защитное действие ингибиторов обусловлено тем, что их молекулы или ионы адсорбируются на поверхности металла и снижают скорость коррозии, а некоторые из них (например, хроматы и дихроматы) переводят металл в пассивное состояние.

Источник