Quá tình ăn mòn của hầu hết các kim loại đều liên quan đến sựvận chuyển
electron. Vì vậy cần thiết phải nghiên cứu bản chất điện hóa của ăn mòn.
Các phản ứng điện hóa
Xét phản ứng ăn mòn giữa Zn và HCl. Phản ứng viết nhưsau:
Zn + HCl = ZnCl2+ H2
(1)
Ta viết dưói dạng ion :
Zn + 2H
+
+ 2Cl
-= Zn
2+
+ 2Cl
-+ H2 (2)
hay Zn +2H
+
= Zn
2+
+ H2 (3)
Có nghĩa trong acid H2SO4phản ứng ăn mòn cũng được biểu diễn nhưphản
ứng (3). Phản ứng (3) được tách thành hai phản ứng
Phản ứng anode: Zn = Zn
2+
+ 2e (4)
Phản ứng cathode: 2H
+
+ 2e = H2 (5)
Trong phản ứng anode, sốoxi hóa của kẽm tăng từ0 đến +2; phản ứng cathode
sốoxi hóa của hydro giảm từ+1 đến 0.
68 trang |
Chia sẻ: lamvu291 | Lượt xem: 2630 | Lượt tải: 4
Bạn đang xem trước 20 trang tài liệu Bài giảng Công nghệ Điện hoá - Ăn mòn, để xem tài liệu hoàn chỉnh bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
1
CHƯƠNG 1
CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN
1. Khái niệm về Điện hóa
Có thể hình dung các chuyên nghành của Côngnghệ Điện hóa trong sơ đồ .
Pin sơ cấp: pin
Leclanché
Năng
lượng Pin thứ cấp: Ni-Cd;
Tinh luyện kim loại
Đúc điện
Công nghệ
Điện hóa điện Mạ điện
hóa Chống ăn mòn
Sẩn xuất các chất vô cơ, hữu cơ
Xử lý môi trường
Phân
tích
điện
hóa
Nghiên cứu các quá
Sinh - trình chuyển chất
qua màng tế bào,
điện
kiểm soát các quá
hóa
tình phát triển
2. Bản chất điện hóa của ăn mòn trong dung dịch nước
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
2
Quá tình ăn mòn của hầu hết các kim loại đều liên quan đến sự vận chuyển
electron. Vì vậy cần thiết phải nghiên cứu bản chất điện hóa của ăn mòn.
Các phản ứng điện hóa
Xét phản ứng ăn mòn giữa Zn và HCl. Phản ứng viết như sau:
Zn + HCl = ZnCl2 + H2 (1)
Ta viết dưói dạng ion :
+ - 2+ -
Zn + 2H + 2Cl = Zn + 2Cl + H2 (2)
+ 2+
hay Zn +2H = Zn + H2 (3)
Có nghĩa trong acid H2SO4 phản ứng ăn mòn cũng được biểu diễn như phản
ứng (3). Phản ứng (3) được tách thành hai phản ứng
Phản ứng anode: Zn = Zn2+ + 2e (4)
+
Phản ứng cathode: 2H + 2e = H2 (5)
Trong phản ứng anode, số oxi hóa của kẽm tăng từ 0 đến +2; phản ứng cathode
số oxi hóa của hydro giảm từ +1 đến 0.
Acid HCl
Kim loại
M2+
H+
H2
H+
H+
Vì vậy tất cả các phản ứng ăn mòn đều là phản ứng điện hóa. Kim loại ăn mòn
thể hiện bằng phản ứng:
M → Mn+ + ne (6)
Ví dụ: Fe → Fe2+ + 2e (7)
Ni → Ni2+ + 2e (8)
Al → Al3+ + 3e (9)
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
3
Phản ứng cathode quan trọng đối với ăn mòn là rất ít. Phản ứng đơn giản và
hay gặp nhất là phản ứng thoát hydro trong môi trường acid. Ngoài ra có các phản
ứng khử khác như:
Fe3+ + e → Fe2+ (10)
Sn4+ + 2e → Sn2+ (11)
là các phản ứng không quan trọng và ít gặp. Phản ứng của oxi hòa tan thường gặp
trong dung dịch acid và trung tính:
-
O2 + 2H2O + 4e → 4OH (12)
+
và O2 + 4H + 4e → 2H2O (13)
2.1. Phân cực
Sự dịch chuyển điện thế điện cực về phía âm hơn được gọi là phân cực cathode
(cathodic polarization).Tương tự, nếu elecltron trên bề mặt phân chia được giải
phóng nhanh sẽ chuyển điện thế về phía dương hơn và được gọi là phân cực anode.
Khi phân cực lớn, khả năng hòa tan anode sẽ lớn. Vì vậy phân cực anode được đặc
trưng như là động lực của quá trình ăn mòn.
Trong dung dịch, bề mặt sẽ đạt thế ăn mòn ổn định Ecorr.
2.2. Thụ động
Đối với một vài kim loại (sắt, niken, titan, coban) tốc độ ăn mòn giảm trên giá trị
thế Ep. Khả năng chống lại ăn mòn trên vùng thế Ep được gọi là thụ động.
Thế
Thụ động
Ep
Họat động
Tốc độ ăn mòn
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
4
CHƯƠNG 2
NHIỆT ĐỘNG HỌC ĂN MÒN
Kim loại khi tiếp xúc với dung dịch sẽ hình thành một bề mặt tiếp xúc. Phân tử
nước phân cực không đối xứng sẽ bị hút vào bề mặt, hình thành một lớp solvat,
ngăn cản các hạt mang điện trong dung dịch tiến gần bề mặt kim loại. Một mặt
phẳng gần nhất của các ion dương so với bề mặt mang điện âm gọi là lớp Helmholt
ngoài. Hình thành nên một lớp điện tích kép, giống như một tụ điện và xuất hiện
một bước nhảy thế. Điện trường hình thành giữa hai bản tụ điện sẽ khống chế các
quá trình chuyển điện tích trên bề mặt (các phản ứng điện hóa).
1. Năng lượng tự do và thế điện cực
Xét phản ứng Zn trong acid HCl: Zn + HCl = ZnCl2 + H2
Khi xảy ra phản ứng, năng lượng tự do ∆G sẽ thay đổi . Khi sản phẩm có năng
lượng tự do thấp hơn chất phản ứng, ∆G < 0, phản ứng tự xảy ra.
Biến thiên năng lượng tự do ∆G quan hệ với thế điện cực tại trạng thái cân
bằng
∆G = - n. F. E
Với n là số electron trao đổi trong phản ứng; F hằng số Faraday. Hai nửa phản
ứng
2+
Zn = Zn + 2e ea
+
2H + 2e = H2 ec
ea, ec được gọi là thế oxi hóa, khử hay thế điện cực đơn ứng với hai nửa phản
ứng. Khi chất phản ứng và sản phẩm xác định ở trạng thái tiêu chuẩn, có hoạt độ là
o o
1 đơn vị ta có ea ; ec .
1.1. Dãy thế điện cực tiêu chuẩn
Do không thể đo giá trị tuyệt đối của thế điện cực (phản ứng đơn), nên phải
đo sự chênh lệch thế của phản ứng đơn với một điện cực so sánh. Thường sử dụng
điện cực hydro làm điện cực so sánh. Tuy giá trị tuyệt đối của nó là khác 0, nhưng
người ta quy ước là 0.
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
5
Điện cực so sánh hydro tiêu chuẩn (SHE) gồm một tấm Pt nhúng trong dung dịch
acid có hoạt độ bằng 1. H2 thổi vào dưới áp suất là 1 atm. Thường điện cực Pt được
phủ một lớp muội Pt để tăng diện tích điện cực và khống chế giải phóng H2. Thế
điện cực Zn khi nối với SHE là 0,763 V.
1.2. Nồng độ ảnh hưởng đến thế điện cực
Xét phản ứng tổng quát:
+
aA + mH + ne → bB + dH2O
Biến thiên năng lượng tự do ở trạng thái tiêu chuẩn ∆Go và không tiêu chuẩn
∆G được tính:
o o o o o
∆G = (bG B + dG H2O ) - ( aG A + mG H+)
∆G = (bGB + dGH2O ) - ( aGA + mGH+)
Biến thiên ∆G giữa hai trạng thái:
o o o o
∆G - ∆G = [b(GB + G B ) + d(GH2O - G H2O)] – [a(GA - G A ) + m( GH+ -
o
G H+)]
Đối với chất A, hoạt độ của A quan hệ với ∆G qua biểu thức:
o a
a(GA - G A ) = aRTln(A) = RTln(A)
Với R là hằng số khí; T là nhiệt độ tuyệt đối; (A) là hoạt độ của A.
Thay vào:
(B)b .(H2O)d
∆G - ∆Go = R.T. ln
(A)a .(H + ) m
Thay ∆G = -nFe ; ∆Go = -nFeo; ta có
RT (B) b .(H2O) d
e = eo - ln
nF (A)a .(H + ) m
Hay được viết dưới dạng khác:
a + m
o 2,3RT (A) .(H )
e = e + log b d
nF (B) .(H 2O)
Đây là phương trình Nerst . Khi thay pH = -log (H+) ta được
0,059 (A)a m
e = eo + log - . 0,059 pH
n (B)b n
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
6
Trong trường hợp này, bỏ qua ảnh hưởng của hoạt độ các cấu tử trong dung dịch
1.3. Điện cực so sánh SHE và các loại khác
Một mẫu Pt nhúng trong dung dịch acid có hoạt độ bằng 1. Bóng khí hydro sạch
thổi vào và thiết lập trạng thái khí hydro tiêu chuẩn ở P=1 atm.
Điện cực so sánh hydro nối với một nửa pin khác thông qua cầu nối muối có
tấm ngăn bằng thủy tinh xốp, chỉ cho phép chuyển điện tích, không cho chuyển
chất.
Thế điện cực ePt3+/Pt cho hòa tan Pt là +1,2V rất dương hơn so với eH+/H2. Pt chỉ
+
hòa tan ở thế rất dương, xa với thế khử của phản ứng 2H + 2e = H2, Pt không hòa
tan, chỉ là chất xúc tác cho phản ứng này để hình thành trên bề mặt.
Điện cực so sánh hydro tiêu chuẩn SHE (Standard Hydrogen Electrode) gọi là
điện cực so sánh loại 1. Điện cực so sánh loại 2 hay sử dụng hơn, thể hiện ở bảng
dưới đây:
Thế V
Tên điện cực Phản ứng
(SHE)
2-
HgSO4 + 2e =2Hg + SO4
Hg-HgSO +0,615
4 2-
eHg/HgSO4 = 0,615 – 0,0295log(SO4 )
2-
CuSO4 + 2e = Cu + SO4
Cu – CuSO +0,318
4 2+
eCu2+/Cu = 0,340 - 0,0295log(Cu )
-
Hg2Cl2 + 2e = 2Hg + 2Cl
Calomen bão hòa +0,241
-
ecal. = 0,268 - 0,059log(Cl )
AgCl + e = Ag+ + Cl-
Ag-AgCl bão hòa eAg/AgCl = 0,222 + 0,059pH +0,222
( thay Cl- bằng H+)
+
Hydro tiêu chuẩn 2H + 2e = H2 0,0
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
7
CHƯƠNG 3
ĐỘNG HỌC ĂN MÒN
Động học nghiên cứu tốc độ của các phản ứng ăn mòn. Ăn mòn trong dung
dịch trước tiên quy định bởi các phản ứng điện hóa. Nghiên cứu động học là cần
thiết để tạo ra các hợp kim chống ăn mòn và phát triển các phương pháp chống ăn
mòn.
1. Định luật Faraday
Phản ứng điện hóa tạo ra hoặc tiêu thụ electron . Vì vậy tốc độ của dòng
electron đến hay đi khỏi vùng tiếp giáp diễn ra phản ứng được xem là tốc độ phản
ứng. Dòng electron đo bằng dòng điện (ampe). Một ampe tương đương 6,2.108
electron /giây.
I.t.a
Định luật được thể hiện : m =
n.F
F là hằng số Faraday; n : số đương lượng trao đổi; a : khối lượng nguyên tử; t
là thời gian. m là khối lượng chất sinh ra hoặc mất đi. Định luật được biểu diễn
cách khác:
m i.a
r = =
t.A n.F
Với i là mật độ dòng điện và bằng I/A. Biểu thức cho thấy mật độ dòng ăn
mòn tỷ lệ với tốc độ ăn mòn, cùng một dòng điện tập trung vào diện tích nhỏ hơn sẽ
có tốc độ ăn mòn lớn hơn.
1.1. Mật độ dòng trao đổi
+
Xét phản ứng : 2H + 2e = H2
o
Tại thế oxi hóa khử hay thế điện cực đơn tiêu chuẩn e H+/H2, phản ứng đạt trạng
thái cân bằng thì tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch, lúc này:
i o .a
r thuận = r nghịch =
n.F
io là mật độ dòng điện trao đổi (Exchange Current Density) tại cân bằng.
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
8
Cả năng lượng tự do và io không thể tính toán bằng lý thuyết mà chỉ xác định
bằng thực nghiệm. Bản chất bề mặt ảnh hưởng lớn đến mật độ dòng điện trao đổi.
Bề mặt trên đó diễn ra phản ứng không ảnh hưởng đến thế điện cực, ngược lại io bị
ảnh hưởng khá mạnh của bề mặt. Hay nói cách khác ∆G không bị ảnh hưởng bởi
tính chất bề mặt nhưng khi đó io thì rất nhạy với các tính chất của bề mặt.
1.2. Phân cực
Phân cực η là sự dịch chuyển điện thế điện cực (E – e) khỏi thế cân bằng e - gây
ra do phản ứng tổng trên bề mặt đối với các phản ứng đơn.
Phân cực cathode ηc : các electron cấp đến bề mặt do phản ứng chậm và gây nên
điện thế bề mặt E âm hơn e. Do vậy ηc được xác định là âm.
Phân cực anode : electron lấy ra khỏi bề mặt, sự thiếu hụt electron gây ra sự thay
đổi điện thế. Điện thế chuyển về phía dương hơn, do vậy ηa dương.
Có hai dạng phân cực quan tâm: phân cực hoạt hóa (activation) và phân cực nồng
độ (concentration).
1.3. Phân cực hoạt hóa
Khi một giai đoạn nào của phản ứng chậm sẽ khống chế tốc độ dòng electron
,lúc này ta nói phản ứng bị khống chế bởi sự chuyển điện tích và gây ra sự phân
cực hoạt hóa.
+
Xét phản ứng : 2H + 2e = H2
Trên bề mặt sẽ có ba giai đoạn:
+
-H phản ứng với electron trên bề mặt kim loại, hình thành Hh.phụ trên bề mặt.
+
H + e =H h.phụ
-Hai Hh.phụ phản ứng với nhau tạo H2
Hh.phụ + H h.phụ = H2
-Các phân tử liên kết với nhau lại thành bóng khí hydro trên bề mặt kim loại.
Mối quan hệ giữa phân cực hoạt hóa hay quá thế η và tốc độ phản ứng đặc trưng
i a i c
bởi ia, ic. ηa = βa log ; ηc = βc log
i o i o
Đối với quá thế anode, ηa là dương do vậy βa dương. Tương tự cho quá thế
cathode, βc âm vì ηc âm. βa, βc là các hằng số Tafel cho các phản ứng đơn.
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
9
+
Xét phản ứng 2H + 2e = H2
Phản ứng đạt cân bằng tại eH+/H2, lúc này tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản
ứng nghịch. Năng lượng tự do tương ứng được thể hiện trên hình. ∆G*thuận ,
∆G*nghịch tương ứng là barier năng lượng của phản ứng thuận, nghịch. Độ biến thiên
năng lượng tự do quan hệ với thế điện cực:
∆G*thuận - ∆G*nghịch = ∆GH+/H2 = -nFeH+/H2
Theo định luật phân bố Maxwell về năng lượng của các hạt phản ứng: rthuận và
rnghịch là hàm của năng lượng hoạt hóa.
∆G *thuËn
rthuận = Kt. exp(- )
RT
∆G *nghÞch
rnghịch = Kn. exp(- )
RT
Kt, Kn là các hằng sô phản ứng cho phản ứng thuận và nghịch. Tại giá trị cân
i o .a
bằng: rthuận = r nghịch =
nF
∆G *thuËn ∆G *nghÞch
io = K’t. exp(- ) = K’n. exp(- )
RT RT
Năng
Trạng thái hoạt
lượng
tự do
∆G*n
∆G*thuậ
+
H2 = 2H +2e
Trạng thái
αnFηc cân bằng
∆G=-nFe
Trạng thái
+ (1-α)Fnηc
2H +2e = H2
phân cực
Tọa độ phản ứng hay khoảng cách
từ điện cực
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
10
Rõ ràng io là một hàm của năng lượng hoạt hóa. Khi phân cực cathode hay có
quá thế βc trên bề mặt điện cực, tốc độ phản ứng phóng điện giảm và quá trình ion
hóa tăng lên. Điều này có được bằng việc giảm năng lượng hoạt hóa cho phản ứng
phóng điện một lượng năng lượng αnFηc và tăng cho phản ứng ion hóa một lượng
(1-α)nFηc.Thừa số α và 1-α là tỷ lệ của ηc tham gia vào phản ứng phóng điện và
ion hóa. Tốc độ phóng điện cathode và anode sẽ trở thành:
∆G *thuËn −αnFηc
ic = K’t . exp(- )
RT
∆G *nghÞch +(1 − α)nFηc
i a = K’n. exp(- )
RT
Khi phản ứng cathode xảy ra thuận lợi, dòng tổng sẽ là:
αnFηc − (1 − α)nFηc
itổng.c = ic - ia = io .exp( ) - io . exp( )
RT RT
Khi phản ứng anode thuận lợi ( ion hóa thành H+ thuận lợi)
αnFηa − (1 − α)nFηa
itổng.a = ia - ic = io .exp( ) - io . exp( )
RT RT
α là phần của ηa mất đi bởi phản ứng ion hóa anode
αnFηc
Đơn giản lại: itổng.c = ic - ia = io. exp( )
RT
2,3RT
khi ηc cao và η hoạt hóa, c = βc log(ic/io) với βc =
αnF
Khi ηa cao: ηhoạt hóa,a = βa . log (ia/io)
Đây là phương trình Butler- Volmer
1.4. Phân cực nồng độ
ở tốc độ phản ứng cao, phản ứng khử cathode sẽ làm giảm nồng độ các hạt mang
điện trong dung dịch gần điện cực. Sự thay đổi nồng độ H+ có thể biểu diễn như
+
hình dưới. CB là nồng độ H trong toàn dung dịch và δ là chiều dày của gradient
+
nồng độ trong dung dịch. eH+/H2 tính theo phương trình Nerst là hàm của nồng độ H
hay hoạt độ (H+).
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
11
+ 2
o 2,3.R.T (H )
eH+/H2 = e H+/H2 + log( )
nF PH2
Nồng độ
δ CB
CB = 0
Khoảng cách
Nồng độ H+ trong dung dịch bị khống chế bởi phân cực nồng độ
Rõ ràng e giảm khi (H+) giảm tại bề mặt. Sự giảm này gọi là phân cực nồng độ,
ηnđộ là một hàm của mật độ dòng điện.
2,3RT ⎡ ic ⎤
ηnđộ = log⎢1 − ⎥
nF ⎣ iL ⎦
Biểu diễn quan hệ (ηnđộ - logi) cho thấy ηnđộ thấp khi đạt đến mật độ dòng giới
+
hạn iL. iL là tốc độ phản ứng cực đại, đạt được vì tốc độ khuếch tán của H trong
dung dịch bị giới hạn. iL có thể tính:
D.n.F.C B
iL =
δ
+
D là độ khuếch tán của hạt tham gia phản ứng (H trong ví dụ này). Do vậy iL
tăng khi nồng độ CB dung dịch cao; nhiệt độ cao; khuấy trộn dung dịch.
1.5. Phân cực kết hợp
Phân cực cathode tổng ηtổng,c là tổng của phân cực nồng độ và hoạt hóa
ηtổng,c = ηhoạt hóa,c + ηnồng độ,c
Khai triển ra ta được:
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
12
i c 2,3.R.T ⎡ i c ⎤
ηtổng,c = βc.log + log⎢1 − ⎥
i o nF ⎣ i o ⎦
Vì phân cực nồng độ thường không tham gia trong phân cực nồng độ của phản
ứng hòa tan kim loại.
i a
ηa = βa.log
i o
1.6. Đường cong phân cực
1.6.1. Phân cực cathode
Gỉa sử hệ trong đó có hai nửa phản ứng
Zn = Zn2+ + 2e
+
2H + 2e = H2
Hãy giả thiết, có một dòng e thừa (mật độ dòng iapp.c) được áp đặt lên điện cực
ăn
mòn Zn trong acid có Eă.m và iă.m xác định bằng điện thế hỗn hợp.
Dòng e thừa gây cho điện thế chuyển về âm hơn từ Eă.m đến E. Thế di chuyển
một khoảng ∈c = E - Eă.m - được xác định là quá thế. Dùng ký hiệu ∈ để phân biệt
với quá thế từ thế ăn mòn; η là quá thế từ thế điện cực cân bằng e.
i nhánh
oH i
oH+/H2 anode
i
e ă.m
∈
io
nhán
ia i ă.m
ia ic h
eM
ioM/M+
log logiap
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
13
a)Mật độ dòng áp đặt, iapp.c, lên kim loại có thế Eă.m và iă.m ; gây ra quá thế ∈c ;
b)đường cong phân cực có được từ đồ thị a.
Dòng e thừa làm giảm tốc độ phản ứng anode từ iă.m đến ia và tăng tốc độ phản
ứng khử từ iă.m đến ic .Theo nguyên lý bảo toàn điện tích (tức tránh tích điện trên bề
mặt), sự chênh lệch giữa tăng tốc độ khử cathode và giảm tốc độ oxi hóa ở anode do
quá thế ∈c phải bằng nhau:
iapp.c = ic - ia
Hình trên biểu diển dòng iapp.c ứng với các giá trị khác nhau của ∈c. Khi ∈c thấp
thì ic chỉ bé hơn ia một ít và iapp.c rất bé. Khi tăng ∈c, ic tăng trong lúc đó ia giảm. ia
giảm đến lúc rất bé so với ic , lúc này đường cong phân cực cathode trùng với
+
đường gạch cho nửa phản ứng cathode của phản ứng 2H + 2e = H2 . Vì vậy
đường cong phân cực cathode (vẽ với logiapp.c) sẽ cong tại vùng quá thế thấp, nhưng
lại thẳng ở vùng quá thế cao. Phần thẳng, người ta gọi là tuân theo Tafel.
1.6.2. Phân cực anode
Electron bị lấy đi khỏi kim loại và dòng điện sẽ theo hướng ngược lại. Sự thiếu
hụt electron khiến điện thế chuyển vê phía dương hơn so với Eă.m. Tốc độ oxi hóa
tăng trong khi đó tốc độ khử ic giảm do vậy dòng áp vào:
iapp.c = ia - ic
Nhánh phân cực anode cũng giải thích tương tự như nhánh phân cực anode.
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
14
CHƯƠNG 4
THỤ ĐỘNG
1. Màng thụ động
Thụ động được định nghĩa là sự chống lại ăn mòn do hình thành một lớp màng
mỏng trên bề mặt kim loại hay hợp kim trong các điều kiện oxi hóa với phân cực
anốt lớn.
2. Trạng thái, biểu diễn ăn mòn thụ động - hoạt động
3
Th ế
2
ip
Ep
1
i
logi
Kim loại và họp kim có các tính chất thụ động luôn có các biểu hiện riêng biệt
khi phân cực anốt. Dung dịch axít tách khí ở thế thấp, tốc độ ăn mòn (mật độ dòng
anốt) tăng cao.
Phía trên thế thụ động Epp, màng thụ động trở nên bền, độ ăn mòn thấp ở trạng
thái thụ động vùng 2). Dòng ăn mòn ở trạng thái thụ động có thể nhỏ hơn 106 lần
so với dòng ăn mòn ở trạng thái hoạt động ic. Tại thế cao hơn, màng thụ động bị
phá vỡ và tốc độ anốt tăng ở quá vùng quá thụ động (vùng 3). Với thép không rỉ,
hợp kim Cr-Ni, quá thụ động diễn ra ở vùng gần thế thoát oxi, lúc này màng thụ
động giàu Cr là không bền.
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
15
2.1. Ảnh hưởng của nồng độ chất oxi hóa
Tăng nồng độ chất oxi hóa sẽ tăng thế oxi hóa khử của phản ứng đơn theo
phương trình Nernst. Lý thuyết điện thế hỗn hợp dự đoán sẽ như hình cho hợp kim
thụ động- họat động.
Khi nồng độ tăng từ 1 đến 2, tốc độ và thế ăn mòn tăng từ A-B như thường thấy
ở các hợp kim và kim loại. Nồng độ 3, hợp kim có thể tồn tại ở trạng thái thụ động
D hay hoạt động C.
Vùng chuyển tiếp hoạt động – thụ
F
Thế động, tại đây dòng giảm khi tăng thế,
E
7 là vùng tạo ra khi đo thường ký hiệu
gạch gạch. Điểm X là trạng thái thế
6
ổn định và không bao giờ quan sát
4
được khi thụ động được thiết lập bởi
3 5
D chất oxi hóa hòa tan trong thực tế.
C’ Nồng độ tăng từ 4 – 5, trạng thái thụ
X
động ổn định, tốc độ ăn mòn giảm
đến giá trị hoạt động thấp gần điểm
A
B D. Tăng 6 –7 gây ra chuyển trạng thái
A 2
1 đến quá thụ động và tốc độ ăn mòn
log tăng từ E – F.
Quan hệ tốc độ ăn mòn theo nồng độ thể hiện theo hình. Khi nồng độ chất oxi
thái hoạt động ban đầu. Trong vùng BCD, có thể hoạt động hay thụ động, màng thụ
động chưa hình thành cho đến D khi chỉ đến lúc này màng thụ động ổn định và tốc
độ ăn mòn giảm đáng kể.
Tố độ ăn mòn duy trì ở giá trị thấp trong vùng thụ động và tăng trong vùng
quá thụ động khi tăng cao nữa nồng độ. Khi quá trình ngược lại, nồng độ loãng đi
do pha loãng thì tốc độ ăn mòn giảm theo đường cũ từ quá thụ động đến thụ động.
Tuy nhiên khi màng thụ động đã hình thành thì nó vẫn duy trì ở nồng độ thấp.
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
16
Vì vậy trong vùng DC’B, thụ động biên xuất hiện. Khi bề mặt bị cào xước, sẽ
phá ổn định màng thụ động và ăn mòn sẽ tăng ở trạng thái hoạt động C.
2.2. Ảnh hưởng của tốc độ chuyển động dung dịch
Đồ thị biểu diễn ăn mòn thép không rỉ trong dung dịch axít pha loãng như nước
biển. Dung dịch được tách khí. phản ứng khử:
-
2H2O + 2e = H2 + 2OH
và hợp kim ăn mòn trong trạng thái hoạt động. Tốc độ thoát H2 của phản ứng trên là
thấp đối với hầu hết kim loại, và tốc độ ăn mòn rất thấp trong dung dịch trung tính
tách khí, ngay cả ở trạng thái hoạt động.
Khi có sục khí phản ứng cathode sẽ ưu tiên:
-
O2 + 2H2O + 4e = 4OH
Thế
n+
M=M +ne
-
Epass O +2H O+4e=4OH
2 2
Eam1
Eam2
2H2O+2e=H2+ 1 23 4 56
logi
Tăng tốc độ dung dịch, sẽ tăng dòng khuếch tán giới hạn từ 1 – 6. Tốc độ ăn mòn
và thế ăn mòn trong trạng thái hoạt động cũng tăng dần đến 4, nơi đây thế ăn mòn
Bài giảng CN Điện hoá-ăn mòn TS. Lê Minh Đức
17
tăng đáng kể đến Epass và tốc độ ăn mòn giảm từ ic đến ipass trong trạng thái thụ
động như hình.
2.3. Cấu trúc và hợp phần màng thụ động
Cấu trúc mà nhiều nhà nghiên cứu đưa ra của màng mỏng thụ động trên sắt là
lớp dưới Fe3O4, lớp ngoài là γ - Fe2O3. Lớp trong Fe3O4 được cho là cấu túc khuyết
tật và vì thế dẫn điện
Màng thụ động thường có đặc tính của bán dẫn loại n, mang các điệ