Korozja i ochrona metali przed korozją

<

Słowo korozja pochodzi od łacińskiego słowa corrosio, czyli “zżeranie”. Z pewnością kojarzysz “zżarte” i zardzewiałe bramy, łańcuchy rowerowe, gwoździe czy kłódki. To właśnie korozja żelaza doprowadziła je do takiego stanu.

Korozją nazywamy niszczenie tworzyw stałych pod wpływem różnych czynników chemicznych, takich jak woda, tlen, sole, kwasy itd. Najczęściej rozmawia się o korozji metali, ale tak naprawdę korozji może ulegać nawet beton, szkło czy drewno!

Korozja metali każdego roku powoduje ogromne straty gospodarcze. Szacuje się, że na skutek tego procesu zniszczeniu ulega nawet 20-30% światowej produkcji stali! Można sobie zadać pytanie: czy da się temu zapobiec, lub chociaż te straty ograniczyć? Można, ale nie jest to wcale takie proste. Z tej probówki dowiesz się w jaki sposób możemy chronić tworzywa, takie jak stal przed korozją, oraz na czym polega korozja chemiczna i elektrochemiczna. Dowiesz się również w jaki sposób powstaje rdza. Zapraszam 🙂

Rodzaje korozji

Wyróżniamy korozję chemiczną i elektrochemiczną.

Korozja chemiczna zachodzi w cieczach, które nie są elektrolitami (ropa naftowa, benzen) oraz w suchych gazach (H₂S, CO, CO₂). Zachodzącym reakcjom nie towarzyszy przepływ prądu elektrycznego. Najpopularniejszym przykładem korozji chemicznej jest czernienie srebra (powstaje czarny siarczek srebra). Reakcję tę można opisać następującym równaniem:

4Ag + O₂ + 2H₂S → 2Ag₂S + 2H₂O

Korozja elektrochemiczna – zachodzi na skutek tworzenia się mikroogniw na powierzchni metali tj. żelazo. Zachodzącym reakcjom towarzyszy przepływ prądu elektrycznego. Najpopularniejszym przykładem korozji elektrochemicznej jest rdzewienie żelaza.

Żelazo nie rdzewieje bez obecności wody i tlenu, zatem te dwa czynniki są niezbędne do tego procesu. Oprócz nich kationy wodoru sprawiają, że rdzewienie żelaza zachodzi znacznie szybciej. Prześledźmy na czym polega proces rdzewienia żelaza.

Gdy dojdzie do powstania mikroogniwa na powierzchni żelaza, to stanowi ono w tym ogniwie zawsze anodę (elektrodę ujemną, na niej zachodzi utlenianie). W związku z tym na anodzie zachodzi reakcja opisana następującym równaniem:

A(-) Fe → Fe²⁺ + 2 e

Natomiast na katodzie dochodzi do redukcji tlenu rozpuszczonego w wodzie zgodzie z równaniem:

K(+) 2H₂O + O₂ + 4e → 4OH⁻

Sumarycznie możemy to zapisać w postaci równania:

2Fe + 2H₂O + O₂ → 2Fe(OH)₂

Powstały wodorotlenek żelaza(II) pod wpływem tlenu atmosferycznego utlenia się do rdzy, co można opisać równaniem:

4Fe(OH)₂ + O₂ → 2Fe₂O₃ ⋅ H₂O + 2H₂O

Liczba cząsteczek wody w powstałym hydracie jest różna. Rdza to zbiorcza nazwa na różne związki żelaza(II) i żelaza(III), jednak jej głównym składnikiem jest uwodniony tlenek żelaza(III).

Co przyspiesza korozję?

Korozja metali zachodzi najwolniej w środowisku obojętnym i zasadowym, a najszybciej w środowisku kwasowym. Jednym z czynników, który wybitnie przyspiesza proces rdzewienia są kationy wodoru. Zobaczmy jak wygląda rdzewienie żelaza w obecności jonów H⁺.

W pierwszym etapie powierzchnia żelaza pod wpływem czynników tj. woda, ulega zjonizowaniu:

Fe → Fe²⁺ + 2e

Następnie kationy wodoru przechwytują wydzielone elektrony:

2H⁺ + 2e → 2H

W procesie rdzewienia nie powstaje gazowy wodór (H₂), a bez dostępu tlenu korozja w ogóle nie zachodzi. W związku z tym możemy założyć, że atomy wodoru reagują z tlenem, co można zobrazować równaniem:

4H + O₂ → 2H₂O

W drugim etapie dochodzi do utleniania się kationów Fe²⁺ oraz wydzielania wody z tlenu cząsteczkowego:

A(-) 4Fe²⁺ → 4Fe³⁺ + 4e

K(+) O₂ + 4H⁺ + 4e → 2H₂O

Etap trzeci pięknie nam dowodzi, że kationy wodoru w procesie rdzewienia pełnią rolę katalizatora, ponieważ odtwarzają się w końcowym etapie. Katalizator to substancja przyspieszająca reakcję, biorąca w niej udział, ale nie zużywająca się w niej.

2Fe³⁺ + 4H₂O → 6H⁺ + Fe₂O₃ ⋅ H₂O

Jak można chronić metale przed korozją?

Czynnikami przyspieszającymi korozję są tlen, woda, jony H⁺ i sole. Dlaczego tlen, woda i jony H⁺ przyspieszają korozję już omówiliśmy. Pozostaje jeszcze kwestia wpływu soli na ten proces.

Gdy przeprowadzimy doświadczenie, w którym do probówki z wodą destylowaną oraz do probówki z wodnym roztworem NaCl wprowadzimy stalowy gwóźdź, okaże się, że w tej pierwszej korozja zachodzi znacznie wolniej niż w tej drugiej. Co jest powodem? W probówce z wodą destylowaną praktycznie nie ma jonów, w przeciwieństwie do probówki z roztworem elektrolitu, jakim niewątpliwie jest NaCl. Jony w probówce z wodnym roztworem NaCl są nośnikami ładunku, a więc zwiększają przewodnictwo elektryczne, a tym samym przyspieszają proces korozji. To tłumaczy dlaczego w wodzie morskiej korozja zachodzi bardzo szybko.

Jak można chronić metale przed korozją? Należy ograniczyć dostęp do tych czynników poprzez np. pokrywanie metali powłokami ochronnymi tj. farby, lakiery, smary, powłoki wykonane z tworzyw sztucznych, a także innych metali.

Wybór metalu, którym ma zostać pokryta powierzchnia np. stali zależy od tego, czy ten przedmiot będzie narażony na zarysowania. Dlaczego?

Gdy chroniony metal (np. żelazo będące głównym składnikiem stali) jest narażony na zarysowania można pokryć jego powierzchnię metalem mniej szlachetnym, czyli takim, który wchodzi w skład pary redoks o wyższej wartości potencjału standardowego. Po pierwsze taka powłoka izoluje chroniony metal od czynników zewnętrznych. Po drugie w razie zarysowania, gdy oba metale znajdą się w roztworze elektrolitu, np. w wodzie morskiej, w kałuży, w ziemi, to powstanie krótkozwarte ogniwo, w którym rolę katody (wyższy potencjał standardowy) będzie pełnić żelazo, a rolę anody (niższy potencjał standardowy) – metal zastosowany jako powłoka ochronna. Takim metalem może być np. cynk lub magnez. Najczęściej stosuje się jednak cynkowanie stali. Zachodzą wtedy reakcje opisane poniższymi równaniami:

A(-) Zn → Zn²⁺ + 2e

K(+) Fe²⁺ + 2e → Fe

Jak widzimy, w efekcie korozji ulega cynk, a nie żelazo. Nawet w przypadku dużego zarysowania cynkowej powłoki ochronnej korozja znajdującego się pod nią żelaza jest w znacznym stopniu ograniczona.

Innym sposobem ochrony metali przed korozją jest pokrywanie ich powłoką wykonaną z metalu bardziej szlachetnego, czyli takiego, który wchodzi w skład pary redoks o wyższym potencjale elektrochemicznym. Do takich metali należy m. in. miedź, srebro, nikiel czy cyna. Taka ochrona ma sens jedynie wtedy, gdy ta powłoka nie jest narażona na zarysowania. Ochrona żelaza pokrytego takimi metalami jest tak długo skuteczna, jak długo powłoka jest szczelna. Niestety w chwili jej uszkodzenia np. na skutek jej zarysowania, w obecności zanieczyszczeń i wilgoci dochodzi do korozji żelaza, która jest bardziej intensywna niż w przypadku braku powłoki ochronnej. Dzieje się tak z prostego powodu – metal bardziej szlachetny stanowiący powłokę ochronną pełni wtedy rolę katody (wyższy potencjał standardowy), a żelazo – anody (niższy potencjał standardowy), co można przedstawić w postaci równań reakcji:

A(-) Fe → Fe²⁺ + 2e

K(+) Cu²⁺ + 2e → Cu

Jak widać, żelazo ulega roztwarzaniu, a więc dochodzi do jego korozji. Ochrona żelaza za pomocą powłok wykonanych z miedzi, srebra czy złota jest skuteczna, jeśli nie dochodzi do zarysowania, ponieważ są to metale o małej reaktywności – nie wchodzą zbyt łatwo w reakcję z innymi związkami chemicznymi. Jednak stosowanie ich jako ochronę protektorową jest drogie i często nieopłacalne.

Najskuteczniejszą ochronę stanowią metale o najmniejszej reaktywności, czyli np. powłoka srebrna (0,8 V) jest bardziej odporna niż powłoka miedziana (0,342 V). Jednak gdy dojdzie do zarysowania powłoki, korozja żelaza (-0,447 V) zachodzi szybciej w przypadku ochrony wykonanej ze srebra, ponieważ siła elektromotoryczna powstałego ogniwa ma większą wartość, a to oznacza, że procesy na elektrodach zachodzą szybciej.