Глава 1 газова корозія металів 4 страница

Отже, якщо в даних умовах при переході з металевого стану в іонне спостерігається зменшення вільної енергії, то корозійний процес може протікати самовільно. І навпаки, збільшення вільної енергії в процесі іонізації металу свідчить про неможливість протікання даного процесу самовільно (табл. 2.3).

Таблиця 2.3

Реакція	Зміна вільної енергії при переході 1 моля металу в іонний стан, кДж / моль
З виділенням водню (РН = 0)	З поглинанням киcню (рН = 7)
Al →→ Al3+	- 160,8	- 239,5
Zn →→Zn2+	- 74,9	- 153,7
Cr →→ Cr3+	- 71,6	- 150,3
Fe →→ Fe2+	- 48,6	- 127,3
Pd →→ Pd2+	+ 95,3	+ 16,5
Pt →→ Pt2+	+ 114,7	+ 36,0
Au →→ Au3+	+ 144,5	+ 65,7

Як видно з табл. 2.3, паладій, платина, золото є термодинамічно стійкими металами. Решта металів більшою чи меншою мірою мають тенденцію переходити в окислений стан. Термодинамічно стійкі метали в природі, як правило, знаходяться в самородному стані. Це - благородні метали. Всі технічно важливі метали - неблагородні. У природі вони зустрічаються у вигляді руд і солей, тобто в окисленому стані. Термодинамічна стійкість металів дає наближену оцінку корозійної стійкості металів.

При електрохімічної корозії зміна вільної енергії можна виразити таким чином:

ΔG = – E_nF, (2.7)

де ΔG - зміна вільної енергії, кДж / моль; Е - ЕРС гальванічної системи, В; n - ступінь окислення металу; F - число Фарадея.

Електрохімічна корозія є можливою, якщо ΔG ˂ 0, тобто зміна вільної енергії має негативне значення, отже, якщо електродний потенціал металу має більш негативне значення в порівнянні з потенціалом деполяризатора.

Принципова можливість протікання процесу електрохімічної корозії металу визначається співвідношенням оборотного потенціалу металу (Е_а)_утв. та оборотного потенціалу катодного процесу (Е_к)_утв. в даних умовах:

Е_т = (Е_к)_утв. − (Е_а)_утв. (2.8)

Для електрохімічного розчинення металу необхідна присутність в електроліті окислювача - деполяризатора, значення оборотного окисно - відновного потенціалу якого має бути більш позитивно, ніж значення оборотного потенціалу металу в даних умовах.

Таким чином, про здатність або нездатність металу до корозії можна судити за величиною його стандартного потенціалу. Однак термодинамічні дані визначають лише можливість протікання корозійного процесу, але не реальну швидкість корозії. Великі від'ємні значення потенціалів не завжди свідчать про високу швидкість корозії (наприклад, для алюмінію і хрому).

2.6 Корозійні гальванічні елементи та електродні реакції

Електрохімічною корозією називається самовільне руйнування металу під дією електричного струму, що виникає внаслідок роботи короткозамкнених гальванічних елементів на поверхні металу за умови її електрохімічної неоднорідності.

Рисунок 2.7. Схема гальванічного елемента.

Розглянемо роботу звичайного гальванічного елемента, складеного з цинкового та мідного електродів, занурених у розчини солей їх іонів з активністю 1г-іон / л (рис. 2.7):

Zn│ZnSO4 ││CuSO4│Cu.

До замикання електродів на цинку і міді встановлюються рівноважні потенціали:

Zn – 2е ↔ Zn²⁺, Е₀ = – 0,76 В

Сu – 2е ↔ Cu²⁺, Е₀ = + 0,337 В;

При замиканні електродів за рахунок різниці потенціалів в ланцюзі потече струм. Цинк, як більш активний метал, буде розчинятися (Zn - 2е ↔ Zn²⁺) і посилати електрони в зовнішній ланцюг. На міді буде відбуватися процес приєднання цих електронів катіонами міді з розчину (Сu²⁺ + 2е ↔ Cu). Ефективність такого гальванічного елемента визначається різницею потенціалів електродів. Електрод (в даному випадку цинковий), що має більш негативний потенціал, називається анодом. Анодний процес - це процес окислення. Електрод (в даному випадку мідний), що має більш позитивний потенціал, називається катодом. Катодний процес - це процес відновлення.

Стандартну ЕРС такого елемента можна розрахувати за значенням енергії Гіббса: E₀ = -ΔΔG⁰_Т/2F. За довідником термодинамічних величин, стандартна енергія Гіббса реакції елемента Даніеля - Якобі дорівнює:

ΔΔG⁰_Т = –212,3 кДж/моль = –212,3 кВт·с/моль;

F = 96 500 Кл = 96 500 А·с/моль;

E⁰ = = 1,1 В.

Таким чином, причиною появи струму в гальванічному елементі є різниця потенціалів металів. На поверхні будь-якого металу, що знаходиться в електроліті, також виникають короткозамкнені гальванічні елементи, для роботи яких, очевидно, потрібно поділ поверхні на катодні і анодні ділянки, які характеризуються різними значеннями потенціалів. У зв'язку з цим прийнято говорити про електрохімічну гетерогенність, тобто неоднорідность поверхні. Причини виникнення електрохімічної неоднорідності можуть бути різними:

- неоднорідність металевої фази - наявність макро- чи мікро- включення, різна концентрація твердого розчину, неоднакова ступінь обробки поверхні металу і т. д.;

- неоднорідність захисних плівок на поверхні металу - наявність несуцільних окисних плівок, пористість захисних плівок, нерівномірний розподіл на поверхні продуктів корозії (солі і гідроксиди);

- неоднорідність внутрішніх напружень в металі;

- неоднорідність рідкої фази - відмінність в концентраціях власних іонів металу в електроліті, різних солей, іонів водню, кисню і інших окислювачів;

- неоднорідність фізичних умов - різниця температур на ділянках поверхні металу, нерівномірний розподіл зовнішнього електричного поля, неоднакова освітленість поверхні металу та ін.

При роботі корозійного мікрогальванічного елемента (рис. 2.8) одночасно протікають анодний і катодний процеси. Анодний процес - перехід іонів металу в розчин у вигляді гідратованих іонів та утворення некомпенсованих електронів на анодних ділянках:

Me + mН₂O = Меⁿ⁺ · mН₂O + ne.

Рисунок 2.8. Схема роботи корозійного мікрогальванічного елемента

Утворені некомпенсовані електрони перетікають по металу від анодних ділянок до катодних. Катодний процес - асиміляція електронів будь-якими іонами або молекулами, що знаходяться в розчині (деполяризатором), і здатними до відновлення на катодних ділянках:

D + nе = [D·ne].

У табл. 2.4 наведені деякі катодні реакції та їх стандартні окисно - відновні потенціали.

Таблиця 2.4

Електродна реакція	рН	Е0, В
H+ + e = 1/2H2		0,000
Fe3+ + e = Fe2+		+0,771
O2 + 4H+ + 4e = 2H2O		+1,229
H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O		+1,776
O2 + 2H+ + 4e = 2OH−		+0,815
O2 + 2H2O + 4e = 4OH−		+0,401

Найбільше значення в більшості випадків електрохімічної корозії металів мають наступні катодні реакції:

- киснева деполяризація О₂ + 2Н₂О + 4е = 4ОН⁻;

- воднева деполяризації H⁺ + e = 1/2 H₂.

На рис. 2.9 представлена діаграма, що дозволяє визначити можливість протікання корозії з водневою або кисневою деполяризацією.

На діаграмі наведені лінії електрохімічної рівноваги води з продуктами її відновлення (лінія 1) або окислення (лінія 2). Область, яка знаходиться між цими лініями, є областю стійкості води.

Рисунок 2.9. Діаграма рівноваги водневого і кисневого електродів при різних значеннях рН середовища.

При потенціалах, що лежать поза цією областю, вода термодинамічно нестійка: при потенціалах, що лежать позитивніше лінії 2, вода окислюється, а негативніше лінії 1 - відновлюється. Лінія 1 відповідає рівновазі:

H⁺ + e = ½H₂(у кислому середовищі), (2.9)

H₂O + e = ½H₂ + OH⁻ (у лужному середовищі). (2.10)

Лінія 2 відповідає рівновазі:

O₂ + 4e + 2H₂O = 4OH⁻ (2.11)

Виходячи з рівняння (2.9) та враховуючи, що стандартний потенціал водневого електрода прийнято рівним нулю, а негативне значення десяткового логарифма активності іонів водню є величина рН, можна записати:

Е_H+/H2 = − 0,059 pH. (2.12)

З рівняння випливає, що при зміні рН на одиницю потенціал водневого електрода зменшується на 0,059 мВ. Потенціал кисневого електрода позитивніше водневого електрода на 1,23 В, тобто:

Е_OH−/O2 = 1,23 − 0,059pH (2.13)

У кислому середовищі (рН = 0) потенціали водневого і кисневого електродів будуть мати значення:

E_H+/H2 = 0; Е_OH−/O2 = + 1,23B.

У нейтральному середовищі (рН = 7) потенціали водневого і кисневого електродів будуть мати значення:

E_H+/H2 = − 0,415B; Е_OH−/O2 = + 0,815B.

Таким чином, враховуючи конкретні анодні і катодні реакції, можна визначити можливість протікання корозії і тип катодної деполяризації. На діаграмі відмічені значення стандартних потенціалів деяких металів. Ті метали, потенціали яких розташовуються вище лінії рівноваги водневого або кисневого електроду, можуть кородувати відповідно з водневою або кисневою деполяризацією. Метали, потенціали яких нижче лінії рівноваги кисневого електроду, кородувати не повинні. Вони будуть кородувати тільки в тому випадку, якщо в розчині буде знаходитися будь - який інший деполяризатор, потенціал відновлення якого буде позитивніше потенціалів цих металів.

У реальних умовах, внаслідок гетерогенності поверхні металу, короткозамкнені двохелектродні гальванічні елементи зустрічаються вкрай рідко. Поверхня кородуючого металу представляє собою багатоелектродний, т. б. складаючийся з декількох, відмінних один від одного за потенціалом електродів, гальванічний елемент. Якщо в двоелектродному елементі розподіл катодних і анодних ділянок цілком визначений, то в багатоелектродному елементі цей розподіл залежить від багатьох факторів. Електрод з найбільш негативним потенціалом буде aнодом, а з найбільш позитивним - катодом. Тип електродів з проміжними потенціалами залежить від значення електродних потенціалів з крайніми значеннями, площі електродів, їх поляризуємості і від опору провідників, що з'єднують електроди. Наприклад, в трьохелектродної елементі Zn | розчин | Fe | розчин | Сu цинковий електрод є анодом, мідний - катодом. Тип залізного електрода залежить від його положення. Якщо залізний електрод знаходиться поблизу анода, то він є катодом, якщо ближче до катода - анодом. Якщо один електрод (наприклад катод) має порівняно велику поверхню в порівнянні з іншими електродами, тобто в процесі роботи він мало поляризується, то інші електроди, як правило, перетворюються на електроди протилежного знаку (аноди).

2.7 Діаграма стану системи метал - вода

За термодинамічним даними можна побудувати діаграми стану метал - вода, які називаються діаграмами Пурбе. Ці діаграми дозволяють оцінити можливості протікання процесу корозії металів. Діаграми враховують три можливих типи рівноваги в системі метал - вода:

1. Рівноваги, пов'язані з обміном електричними зарядами:

Ме = Меⁿ⁺ + ne. (2.14)

Ці рівноваги визначаються тільки величиною потенціалу і не залежать від рН. Лінії, що характеризують ці рівноваги, паралельні осі рН.

2. Рівноваги, не пов'язані з обміном електричними зарядами:

Ме(ОН)n = Меⁿ⁺ + nОН⁻. (2.15)

Ці рівноваги визначаються тільки величиною рН і не залежать від потенціалу. Лінії, що характеризують ці рівноваги, паралельні осі потенціалів.

Рівноваги, що залежать як від потенціалу, так і від рН, наприклад на метал-оксидних електродах:

Ме + nОН⁻ = Ме(ОН)n + nе.

Потенціал такого електрода визначається рівнянням:

Е_OH−/Me = E⁰_{OH−/ Me} − 0,059pH.

З рівняння видно, що лінія рівноваги має нахил, аналогічний нахилу, що характеризує зміну потенціалу водневого електрода. Нахил лінії рівноваги від величини рН в інших випадках визначається, виходячи з рівняння конкретної електродної реакції.

а б

Рисунок 2.10. Діаграми Пурбе для: а – цинку; б – заліза.

На рис. 2.10 наведені діаграми Пурбе для цинку і заліза. Діаграма для цинку має чотири області: I - область термодинамічної стійкості; II, IV - області корозії і III - область пасивності.

Лінії діаграми відповідають наступним рівноваги:

1 – Zn = Zn²⁺ + 2e;

2 – Zn²⁺ + 2OH⁻ = Zn(OH)₂;

3 – Zn + 2OH⁻ = Zn(OH)₂ + 2e;

4 – Zn(OH)₂ + 2OH⁻ = ZnO₂ ²⁻ + 2H₂O;

5 – Zn + 2H₂O = ZnO₂ ²⁻ + 4H⁺ + 2e.

Таким чином, в області II стійкий іон цинку, в області IV - іон цинкату. Пасивність цинку в області III обумовлена утворенням плівки нерозчинного гідроксиду Zn(OH)₂.

На рис. 2.10, б приведена діаграма Пурбе для заліза, на якій також позначені області його термодинамічної стійкості і різні продукти окислення.

На характер корозії впливають різні іони, тому діаграми Пурбе у присутності сторонніх іонів не дають конкретних даних про корозію металу.

.

2.8 Механізм розчинення металів

Першопричиною розчинення металів є їх термодинамічна нестійкість. Мимовільний перехід металів у окислене стан при взаємодії з електролітами може протікати за хімічним і електрохімічним механізмом.

Розчинення металу за хімічним механізмом відбувається в одну стадію на одній і тій же ділянці поверхні металу незалежно від потенціалу без участі вільних електронів, тобто метал вступає з окислювачем в хімічну взаємодію, наприклад, розчинення заліза, хрому і його сплавів в 0,1Н розчині сірчаної кислоти:

Fe + 2H₂O → Fe²⁺ + 2 OH⁻ + H2↑,

2Cr + 6H₂O → 2Cr³⁺ + 6OH⁻ +3H2↑.

або розчинення алюмінію в 50% - вій оцтовій кислоті:

4Al + 3O₂ + 12H⁺ → 4Al³⁺ + 6H₂O.

Розчинення металу за електрохімічним механізмом протікає з участю вільних електронів. При цьому процеси іонізації атомів металу і відновлення окисного компонента корозійного середовища протікають на різних ділянках поверхні металу. Швидкості цих процесів залежать від величин електродних потенціалів ділянок металу. Цей механізм розчинення має місце в більшості випадків корозії металів в електролітах.

Поділ процесу розчинення металу в електроліті на два сполучених процеси - анодний і катодний - полегшує його протікання в порівнянні з хімічною взаємодією. Згідно електрохімічного механізму розчинення металу окислювач є тільки деполяризатором, який забирає валентні електрони металу, але не вступає з ним у хімічну взаємодію. Вторинні процеси утворення продуктів корозії можуть мати місце, але вони не є обов'язковими.

Термодинамічні дані не дозволяють оцінити реальну швидкість електрохімічної корозії, яка визначається конкретними умовами перебігу процесу. Тому необхідно розглянути кінетику цього процесу, що складається з двох сполучно протікаючих реакцій - анодної і катодної. Обидві реакції зв'язані тим, що кількість електронів, які звільнилися при іонізації металу, має бути однаковою з кількістю електронів, взаємодіючих з деполяризатором.

Розглянемо спочатку механізм розчинення чистих металів. Реакцію розчинення металу в чистому вигляді можна записати:

Me → Meⁿ⁺ + ne. (2.16)

При цьому фактичний кінцевий стан катіона в розчині може бути найрізноманітнішим. Це можуть бути гідратовані катіони, а також можливе виникнення зв'язків між катіонами та аніонами, присутніми в розчині. Стадія переносу заряду полягає в переході атомів металу, адсорбованих на самій металевій поверхні і володіють більшою рухливістю в порівнянні з атомами кристалічної решітки, в катіони в безпосередній близькості від поверхні, тому електродну реакцію (2.16) у загальному вигляді можна представити таким чином:

Me_(реш) → Me_(адс) ; (2.17)

Me_(адс) → (Meⁿ⁺)_адс + ne; (2.18)

(Meⁿ⁺)_адс → (Meⁿ⁺)_гидр. (2.19)

Реакція (2.17) являє собою початкову стадію руйнування кристалічної решітки, (2.18) - стадію переносу заряду через подвійний електричний шар, (2.19) - наступну стадію переходу катіонів з подвійного шару в об'єм розчину.

Поверхня реальних полікристалічних твердих металів складається з поверхонь окремих кристалітів і пронизана вузькими перехідними ділянками, де кристалічна структура сильно порушена межами зерен. Крім того, в металі завжди присутні домішки. Місцями з підвищеною вірогідністю переходу атомів металу з решітки на поверхню можуть служити дефекти поверхні металу, що утворюються в результаті механічної обробки, та інші ушкодження. Тому в цілому топографія розподілу активних ділянок поверхні твердого металу, що піддаються розчиненню з найбільшою швидкістю, складна.

Зазвичай найбільш легкий перехід здійснюється з тих місць, де є дефекти структури, "уступи", на яких ослаблено зв'язок деяких атомів з сусідніми атомами по кристалічній решітці. Вважається, що таких активних місць 108-1012 на кожному сантиметрі поверхні, що становить від 10^-7 до 10^-3 від загальної кількості поверхневих атомів.

2.9 Поляризація електродних процесів

Стандартні електродні потенціали визначають термодинамічну можливість протікання того чи іншого корозійного процесу. У момент замикання ланцюга оборотного гальванічного елемента початкове значення корозійного струму визначається за законом Ома:

I = , (2.20)

де Е_к(звор) - потенціал катода в розімкнутому стані ланцюга;

Еа_а(звор) - потенціал анода в розімкнутому стані ланцюга;

R - загальний опір гальванічного елемента.

Проте в процесі роботи гальванічного елемента початкове значення струму швидко падає, потім встановлюється якесь постійне значення, у багато разів менше початкового. Так як омічний опір у часі істотно не змінюється, то, очевидно, зниження корозійного струму пов'язано із зменшенням початкової різниці потенціалів катода і анода:

I = , (2.21)

де Ек і Еа - сталі потенціали катода і анода при даному значенні струму.

Зміна значень потенціалів електродів при проходженні струму називається електродною поляризацією. Сутність явища поляризації зводиться до того, що перехід електронів з анода на катод відбувається швидше, ніж електродні реакції. При анодному процесі швидкість переходу іонів Meⁿ⁺ в розчин відстає від швидкості перетікання електронів. Внаслідок цього у поверхні електрода скупчується надлишок катіонів Meⁿ⁺ і потенціал анода зміщується в позитивну сторону. При катодному процесі на катоді накопичується надлишок електронів, так як катодні деполяризатори не встигають з'єднуватися з електронами, і потенціал катода зсувається в негативну сторону. Явище поляризації в процесах електрохімічної корозії є позитивним,так як воно в сотні разів зменшує швидкості корозії.

Зрушення потенціалу анода в позитивну сторону називають поляризацією анода ΔЕ_а :

E = E_звор + ΔE_а.

Зрушення потенціалу анода в позитивну сторону може бути викликано декількома причинами: 1) низькою швидкістю анодної реакції корозії металу ne ← neMeⁿ⁺ + mH₂O → Meⁿ⁺⋅mH₂O, швидкість якої визначається значенням енергії активації. Це призводить до виникнення електрохімічної поляризації, званої перенапруженням іонізації металу ΔЕ_а(ех); 2) низькою швидкістю дифузії іонів металу з подвійного шару в об'єм електроліту, що призводить до виникнення концентраційної поляризації анода ΔЕ_а(конц); 3) низькою швидкістю анодної реакції іонізації металу при виникненні його анодної пасивності. Це супроводжується різким гальмуванням швидкості анодного процесу при самовільному падінні щільності струму і значним зміщенням потенціалу анода в позитивну сторону ΔЕ_а(пас).

Зрушення потенціалу катода в негативну сторону називають поляризацією катода ΔЕ_к.:

E_к = E⁰_к + ΔE_к.

Зрушення потенціалу катода в негативну сторону може бути обумовлений наступними причинами:

1) низькою швидкістю катодної реакції зв'язування електронів, що надходять з анода: D + ne → [Dne], яка визначається відповідним значенням енергії активації реакції. Це призводить до виникнення перенапруги реакції катодної деполяризації ΔЕ_к(ек);

2) низькою швидкістю дифузії деполяризатора з об’єму електроліту до катода або продуктів катодної реакції у зворотному напрямку. Це призводить до виникнення концентраційної поляризації катода ΔЕ_к(конц).

Зменшення різниці початкових електродних потенціалів корозійного елемента внаслідок зсуву потенціалів при протіканні струму призводить до зниження корозійного струму, тобто швидкості корозії. Таке зменшення різниці потенціалів називають поляризацією елемента.

Таким чином, за ступенем зміщення потенціалу електрода при проходженні через нього корозійного струму можна судити про поляризуемість електроду.

Якщо при накладанні струму спостерігається незначне зміщення потенціалу від його початкового значення, то даний електродний процес протікає практично без гальмування. Якщо ж електрод сильно поляризується, це свідчить про ускладнення протікання електродного процесу.

Отже, кінетика електродного процесу якісно може бути визначена залежністю зміни потенціалу електрода при проходженні струму.

а б

Рисунок 2.11. Два види корозійних діаграм.

Поляризаційні криві можуть бути побудовані в різних координатах. На рис. 2.11, а представлена найбільш сувора система координат, де більш позитивні значення потенціалу і струму відкладені відповідно вправо і вгору, а більш негативні значення - вліво і вниз.

Крива А відображає кінетику іонізації металу (анодна крива), крива К - кінетику відновлення деполяризатора (катодна крива). Струм корозії I_кор відповідає потенціалу Ех (компромісний потенціал або потенціал корозії), коли дотримується рівність анодного і катодного струмів І_к = I_а = I_кор.

Діаграма 2.11 б, запропонована Евансом, є найбільш зручною. На цих діаграмах більш негативне значення рівноважного потенціалу відкладається вище, а по осі абсцис відкладають величини і анодного і катодного струмів, незалежно від того, що вони мають протилежне значення. На діаграмі 2.11 б початкова різниця потенціалів E_поч. = Є_к^р -Е_а^р представляє собою різницю між початковими (рівноважними) потенціалами анодного і катодного реакцій. При протіканні через корозійну систему струму спостерігаються анодна ΔЕ_а та катодна ΔЕ_к поляризації. При цьому встановлюється загальне значення потенціалу Е_х. Точка перетину анодної А і катодної К кривих відзначає на осі абсцис величину максимального струму корозії I_max.

Це максимальне значення струму реалізується лише у випадку, коли з опір системи або дорівнює нулю, або мізерно малий. Якщо ж R ≠ 0, швидкість корозії дорівнюватиме не I_max, а дещо меншій величині I_кор . У цих умовах омічне падіння напруги ΔЕ_ом чисельно дорівнює довжині відрізка ab (рис.2.11, б).

Потенціал анода в процесі корозії буде більш негативним на величину ΔЕ_ом потенціалу катода. Таким чином, швидкість корозії залежить від різниці оборотних потенціалів анодної і катодної реакції, поляризуємості електродів і омічного опору корозійного середовища. З наведеної діаграми видно, що струм корозії не може бути розрахований за законом Ома, виходячи з величини початкової різниці потенціалів і опору, що включає опір металу і електроліту, так як. при R → 0, I → ∞.

Для розрахунку швидкості корозії необхідно враховувати кінетичні закономірності катодної і анодної реакцій, що відображається відповідними поляризаційними кривими. Такий розрахунок можна провести, якщо ввести поняття анодної P_а і катодної P_к поляризуємості:

P_а = ΔE_а/I; P_к = ΔE_к/I.

Ці величини інакше називають поляризаційними опорами, так як вони відображають опір, який чиниться протіканню анодного R_a і катодного R_к процесів. Тому рівняння для розрахунку швидкості корозії можна записати наступним чином:

І_кор = (2.22)

Максимальний струм корозії відповідає повній відсутності омічного опору:

І_max = (2.23)

Графічна залежність потенціалу електрода від густини протікає через нього струму i називається поляризаційною кривою (рис. 4.3).

а б

Рисунок 2.12. Поляризаційні криві: а - анодна; б - катодна.

Експериментальна побудова і пояснення поляризаційних кривих корозійних процесів - один з основних методів вивчення механізму електрохімічної корозії. Круте сходження поляризаційних кривих вказує на велику поляризуємість електроду, тобто на загальмованість електродної реакції (рис. 2.12 а). Пологе сходження кривих вказує на малу поляризованість, тобто на безперешкодне протікання катодного і анодного процесів (рис. 2.12 б).

Поляризаційні криві широко використовуються у дослідженнях для пояснення закономірностей корозійних процесів.

2.10 Анодний процес електрохімічної корозії і пасивність металів

Анодний процес електрохімічної корозії металів полягає в іонізації металу:

Ме + mН₂О = Меⁿ⁺∙mН₂О + ne.

Можливі й інші реакції анодного окислення металу. У лужному середовищі:

Me + nОН⁻ = МеО_nⁿ⁻_(водн) + nН⁺ + nе.