Электрохимические процессы.Химические свойства металлов.

Электрохимические процессы. Химические свойства металлов. Механизм возникновения электродного потенциала В узлах металлической кристаллической решетки располагаются положительно заряженные ионы, находящиеся в равновесии со свободными электронами. При погружении металла (Ме) в раствор полярные молекулы воды притягиваются к положительно заряженному катиону Ме. В результате этого катион Ме может оторваться от кристаллической решетки и перейти в раствор в виде гидратированного иона. При этом на поверхности Ме скапливаются избыточные электроны. Это процесс можно выразить уравнением: Me + mH2O ↔ Me n+ · m H2O + nē, в растворе на металле где n – число электронов, принимающих участие в процессе. Гидратированные катионы Ме, находящиеся в растворе, притягиваются к отрицательно заряженной поверхности Ме, поскольку на нем появляется избыток электронов, в результате чего образуются два слоя с противоположными зарядами - двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала - электродным потенциалом. а) р-р б) Рисунок 1 – Схема двойного электрического слоя (а); распределение заряда в объеме электролита (б) Электродному потенциалу приписывают тот знак, который имеет поверхность Ме. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Уравнение Нернста Электродный потенциал каждого электрода зависит от природы Ме, концентрации (активности) ионов в растворе и температуры. Эта зависимость определяется по уравнению Нернста: Е Меn+/ Ме0 = Е0 Меn+/ Ме0 + , где Е Меn+/ Ме0 - электродный потенциал; Е0 Меn+/ Ме0 – стандартный электродный потенциал; R – газовая постоянная (8,31 Дж/моль*К); Т – температура (298 K); F – число Фарадея (96496 Кл/моль); n – число электронов, участвующих в электронной реакции; а – активная концентрация ионов металла в растворе. Перейдя от натуральных логарифмов к десятичным и подставив численные значения F, R и T , а также заменив активность на молярную концентрацию, получим удобную для расчетов форму уравнения Нернста: Е Меn+/ Ме0 = Е0 Меn+/ Ме0 + Значения стандартных электродных потенциалов определяются относительно некоторого электрода, потенциал которого условно принят за нулевой. Таким эталонным электродом выбран водородный в стандартных условиях. Стандартный водородный электрод состоит из стеклянного сосуда, заполненного 2Н (двунормальным) раствором H2SO4, в котором активность ионов Н+ равна единице 1 (1 моль/л). В этот раствор погружен электрод из платины, покрытый мелкодисперсной платиновой чернью для увеличения поверхности. При использовании водородного электрода через раствор H2SO4 пропускают химически чистый газообразный водород под давлением 100 кПа при T = 298 K. Поскольку потенциал стандартного водородного электрода равен нулю, то измеренное напряжение будет представлять собою потенциал данного электродного процесса. Таким образом, стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор, в котором концентрация (или активность) собственных ионов равна 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 298 К условно принимается равным нулю. Стандартный потенциал обозначают буквой  (или Е) с указанием электрода, который записывают следующим образом: сначала потенциал – определяющие ионы, находящиеся в растворе, а затем материал электрода, например стандартный электродный потенциал цинка Е. В зависимости от значения стандартного электродного потенциала все Ме можно расположить в ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности). Чем меньше потенциал металла, тем активнее этот металл и выше его восстановительная способность. Химические свойства Ме (взаимодействие со сложными веществами) 1) Взаимодействие с водой (окислитель Н+). При обычных условиях щелочные и щелочноземельные металлы вытесняют водород из воды, образуя при этом растворимое основание. Остальные металлы, расположенные в ряду активности от магния до водорода, на поверхности имеют защитную оксидную пленку, которая практически не растворяется в воде и предохраняет металл от взаимодействия. Например: Ca0 + 2H+20 = Ca+2(OH)2 + H20↑ 2) Взаимодействие с разбавленными кислотами (искл. разб. азотная кислота) (окислитель Н+). В этих кислотах растворяются Ме, стоящие в ряду активности до водорода. Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 Однако проявляется пассивация свинца (возникает из-за того, что образующийся в начале реакции хлорид свинца (II) трудно растворим в воде и, оставаясь на поверхности Ме, защищает его от доступа новых порций кислоты): Pb + 2HCl = PbCl2↓ + H2 ↑ 3) Взаимодействие с разбавленной азотной кислотой HNO3 (разб.) (окислитель NО3-) восстанавливается до следующих продуктов: Активные Ме (Li-Al) N2, очень разб. NH3 , NH4NO3 Ме средней активности (Al-Н2) Малоактивные (Н2-Au) NO Примеры: 5Ca + 12HNO3 (разб) = 5Ca(NO3)2 + N2 + 6H2O 4Zn + 10HNO3 (очень разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4) Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой HNO3 (конц.) (окислитель NО3-) восстанавливается до следующих продуктов: Активные Ме (Li-Al) N2O Ме средней активности (Al-Н2) Малоактивные (Н2-Au) NO2 не реагирует с Al, Cr, Fe, Au, Pt, Ir (пассивация Ме) Примеры: 4Ca + 10HNO3 (конц.) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O Ag + 2HNO3 (конц) = AgNO3 + NO2 + H2O 5) Взаимодействие с концентрированной серной кислотой H2SO4 (конц) (окислитель SO42-) восстанавливается до следующих продуктов: Активные (Li-Al) H2S Средней активности (Al-Н2) S Малоактивные (Н2-Au) SO2 не реагирует с Al, Cr, Fe, Au, Pt (пассивация Ме) Примеры: 4Ca + 5H2SO4 (конц) = 4CaSO4 + H2S↑ + 4H2O 3Zn + 4H2SO4 (конц) = 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O Cu + 2H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O 6) Взаимодействие со щелочами Некоторые металлы (Be, Al, Zn, Sn, Pb, Cr), которым соответствуют амфотерные оксиды и гидроксиды, взаимодействуют с растворами щелочей: Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2 Гальванический элемент Химические процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока или сами вызываются им, называют электрохимическими. Все электрохимические процессы можно разделить на две группы: 1) Процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах) 2) Процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз). Гальванический элемент – это устройство, в котором на основе окислительно-восстановительных реакций получают электрический ток, т.е. химическая энергия реакции превращается в энергию электрического тока. В качестве примера рассмотрим гальванический элемент Даниэля – Якоби (медно-цинковый гальванический элемент). Гальванический элемент Даниэля – Якоби А) с изолированными растворами Б) с растворами, соприкасающимися друг с другом Элемент состоит из цинковой пластинки, опущенной в раствор сульфата цинка, и медной пластинки, опущенной в раствор сульфата меди (II). Растворы солей соединены между собой трубочкой, заполненной раствором KCl (так называемый электролитический ключ) если находятся в разных сосудах (А) или разделены пористой перегородкой, если находятся в одном сосуде (Б). Система, состоящая из металла, погруженного в раствор или расплав электролита, называется электродом. На электроде из цинка, который погружен в раствор соли сульфата цинка, происходит окисление атомов цинка в ионы (растворение цинка): Zn – 2e → Zn2+ При этом электроны поступают во внешнюю цепь. Цинк является источником электронов. На медном электроде, погруженном в раствор сульфата меди, происходит восстановление ионов меди, которые осаждаются на электроде: Cu2+ + 2e → Cu Электрод, на котором протекает процесс окисления – анод (А), а на котором протекает процесс восстановления – катод (К). Схема гальванического элемента следующая: А (-) Zn│ Zn2+ ││ Cu2+ │ Cu (+) К Одна вертикальная черта означает границу между электродом и раствором, две вертикальные линии – границу между растворами, в скобках указываются знаки полюсов, причем анод записывается слева, а катод справа. Суммарное уравнение получим, сложив оба уравнения: А (-): Zn – 2e → Zn2+ 2 1 К (+) Cu2+ + 2e → Cu 2 1 Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu В молекулярной форме: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu Между электродами в гальваническом элементе существует разность потенциалов, которая называется электродвижущей силой гальванического элемента (ЭДС). Рассчитывается по следующей формуле: ЭДС = Екатода - Еанода, где Екатода, Еанода электродные потенциалы катода и анода соответственно. В гальваническом элементе Вольта электроды помещаются в кислоту, например А (-) Zn│ Н2 SO4 │ Cu (+) К. На аноде идет окисление Ме, а на катоде восстанавливаются ионы водорода: А (-): Zn – 2e → Zn2+ К (+) 2Н+ + 2e → Н2 Гальванический элемент, составленный из одинаковых Ме, контактирующих с растворами солей разной концентрации, называется концентрационным. Анод – электрод, опущенный в раствор своей соли с меньшей концентрацией, катод – с большей концентрацией. Пример. Гальванический элемент состоит из висмутового и медного, электродов, опущенных в растворы своих солей с концентрациями ионов C= 0,001 моль/л, С= 0,01 моль/л. Вычислите ЭДС гальванического элемента, составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов. Так как концентрации ионов в растворах не являются стандартной величиной, определим электродные потенциалы металлов по уравнению Нернста: Висмут в данном случае имеет меньший электродный потенциал и является анодом (А), медь имеет больший электродный потенциал и является катодом (К). Электродвижущая сила данного элемента равна: . Запишем электронные уравнения электродных процессов А: Bi - 3ē  Bi3+ 2 6 K: Cu2+ + 2ē  Cu 3 т.е. висмут, являясь анодом, растворяется при работе гальванического элемента, а медь осаждается в виде металла на катоде. Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента имеет вид: 2Bi + 3Cu2+  2Bi3+ + 3 Cu Схема данного гальванического элемента будет следующая: А (-) Bi / Bi3+  Cu2+/Cu (+) K Электролиз расплавов и растворов Электролизом называют процессы, протекающие под действием электрического тока на электродах, погруженных в расплав или раствор электролита. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. При электролизе расплава соли или щелочи на катоде всегда восстанавливаются катионы металла, а на аноде окисляются анионы кислотного остатка (электролиз расплавов солей) или гидроксид – анионы (электролиз расплавов щелочей). Пример Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе расплава щелочи гидроксида натрия. Решение При плавлении происходит термическая диссоциация щелочи: NaOH  Na+ + OH Под действием электрического тока происходит направленное движение ионов. На катоде будет идти восстановление катионов Na+, на аноде – окисление гидроксид – анионов: (-) Катод  Na+ OH  Анод (+) Na+ + 1e  Na 4ОН - 4е  2Н2О + О2 Суммарное уравнение: Na+ + 1ē  Na 4 4ОН - 4ē  2Н2О + О2 1 4Na+ + 4OH  4Na + 2H2O + O2 Молекулярное уравнение: 4NaOH 4Na + O2 + 2H2O В водных растворах электролитов находятся гидратированные ионы растворенного вещества и молекулы воды. При электролизе растворов наряду с процессами восстановления катионов и окисления анионов могут восстанавливаться или окисляться и молекулы воды. На катоде протекает процесс восстановления. В первую очередь будут восстанавливаться наиболее сильные окислители с наибольшим положительным потенциалом. В зависимости от величин стандартных электродных потенциалов металлов возможны три варианта катодного процесса при электролизе. 1.Если соль образована катионами металлов, расположенными в раду стандартных электродных потенциалов от Li+ до Al3+ включительно, потенциал которых более электроотрицателен по сравнению с потенциалом восстановления молекул воды (-0,41 В). Поэтому на катоде происходит электрохимическое восстановление молекул воды с выделением водорода: 2Н2О + 2ē  Н2 + 2ОН 2.Если соль образована катионами металлов, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода, потенциал которых более положителен по сравнению с потенциалом восстановления воды, то на катоде восстанавливаются катионы металла: Меn+ + nē  Ме 3.Если соль образована катионами металлов, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов после Al3+ до водорода, потенциалы которых мало отличаются от потенциала восстановления воды, то на катоде восстанавливаются катионы металлов одновременно с молекулами воды: Меn+ + nē  Ме 2Н2О + 2ē  Н2 + 2ОН На аноде протекает процесс окисления. Характер реакций, протекающих на аноде, зависит от природы электролита, присутствия молекул воды и материала анода. Аноды подразделяются на нерастворимые и растворимые. Сначала на аноде окисляются наиболее сильные восстановители – ионы, имеющие наименее положительный потенциал. В случае нерастворимых (инертных) анодов возможны два варианта анодного процесса при электролизе. 1.Если соль образована бескислородной кислотой (кроме фторидов), то на аноде окисляются анионы этих кислот, например: 2J - 2ē  J2 или S2 - 2ē  S 2.Если соль образована кислородсодержащей кислотой, а также фтороводородной кислоты и фторидов, то на аноде окисляются молекулы воды с выделением О2: 2Н2О – 4ē  О2 + 4Н+ Если электролизу подвергается раствор щелочи, то на аноде будут окисляться гидроксид – ионы: 4ОН - 4ē  О2 + 2Н2О В случае растворимых (активных) анодов сам анод подвергается окислению: Ме  Меn+ + nē металл уходят уходят анода в раствор во внешнюю цепь Образующиеся катионы переходят в раствор, анод при этом растворяется. Пример. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе водного раствора хлорида натрия NaCl с нерастворимым анодом. Решение. Натрий располагается в начале ряда стандартных электродных потенциалов до алюминия, на катоде будут восстанавливаться молекулы воды. На аноде будут окисляться хлорид – ионы, так как это анионы бескислородной кислоты: NaCl  Na+ + Cl (-) Катод  Na+ Cl  Анод (+) Н2О 2Н2О + 2ē  Н2 + 2ОН 2Cl -2ē  Cl2 Суммарное уравнение: 2Н2О + 2ē  Н2 + 2ОН 2Cl -2ē  Cl2 2Н2О + 2Cl  Н2 + 2ОН + Cl2 В прикатодном пространстве накапливаются катионы Na+ и анионы ОН, образуя щелочь NaOH. Молекулярное уравнение: 2NaCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH катод анод в прикатодном пространстве Пример. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора Ag2SO4. Решение. Серебро располагается в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода, следовательно, на катоде будет идти восстановление катионов серебра. На аноде идет окисление молекул воды с выделением кислорода, т.к. соль образована кислородосодержащей кислотой. Ag2SO4  2 Ag+ + SO42- (-) Катод  Ag+ SO42-  Анод (+) Н2О Ag+ + 1ē  Ag 2H2O - 4ē  O2 + 4H+ В прианодном пространстве накапливаются ионы SO42- и Н+, образуя кислоту Н2SO4. Суммарное уравнение: Ag+ + 1ē = Ag 4 2H2O - 4ē = O2 + 4H+ 1 4Ag+ + 2H2O = 4Ag + O2 + 4H+ или 2Ag2SO4 + 2Н2О 4Ag + О2 + 2Н2SO4 катод анод в прианодном пространстве Пример. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора Ni(NO3)2. Решение. Никель располагается в ряду стандартных электродных потенциалов после алюминия, но до водорода. На катоде будет происходить восстановление катионов никеля, а также молекул воды с выделением водорода. На аноде идет окисление молекул воды с выделением кислорода. Ni(NO3)2  Ni2+ + 2NO3 (-) Катод  Ni2+ 2NO3  Анод (+) Н2О Ni2+ + 2ē  Ni0 2Н2О + 2ē  Н20 + 2ОН 2Н2О - 4ē  О2 + 4Н+ В прианодном пространстве накапливаются ионы NO3- и Н+, образуя кислоту НNO3. Суммарное уравнение Ni2+ + 2ē  Ni0 2Н2О + 2ē  Н20 + 2ОН 2Н2О - 4ē  О2 + 4Н+  2Н2О + 2Н+ Ni2+ +2Н2О = Ni + Н2 + О2 + 2Н+ или Ni(NO3)2 + 2Н2О Ni + Н2 + О2 + 2НNO3 катод анод в прианодном пространстве Пример. Электролиз водного раствора BiCl3 на активных электродах (анод висмутовый). Решение. BiCl3  Bi3+ + 3Cl- (-) Катод  Bi3+ 3Cl-  Анод (+) висмутовый Bi3+ + 3ē  Bi0 Bi0 - 3ē  Bi3+ Процесс будет продолжаться до полного растворения анода. Количественная сторона электролиза основывается на законах Фарадея: количество вещества, окисленного на аноде или восстановленного на катоде, пропорционально количеству прошедшего через раствор или расплав электричества. Масса выделившихся на электродах веществ (m) определяется по формуле: , где Мэ – молярная масса эквивалента вещества, г/моль; J – сила тока, А;  - продолжительность электролиза, с; F – число Фарадея (96500 Кл). Пример. Наиболее технологичным и эффективным способом выделения металлов из растворов является электролиз. Если годовой объем очищаемой воды равен 1000 м3 ,а содержание в нем ионов Сr3+ составляет 12,4 мг/дм3, определить время необходимое для выделения всего хрома электролизом при силе тока 19,97 А и выходе по току 100 % в сутках ( Ar (Cr) = 52). Решение. Для вычисления времени электролиза используем математическое выражение законов Фарадея: . Молярная масса эквивалента хрома (3+) равна отношению молярной массы хрома к его валентности: Мэ(Cr) = 52/3 = 17,33 г/моль. С (Сr3+) = 12,4 мг/дм3 = 12,4 · 10-3 г/л 1 м3 = 106 л m (Сr3+) = 12,4 · 10-3 г/л · 106 л = = 12,4 · 103 г Продолжительность электролиза: Переводим секунды в сутки: суток Коррозия металлов Коррозия - это самопроизвольное разрушение металлов и сплавов в результате физико-химического взаимодействия их с окружающей средой. Коррозия представляет собой окислительно-восстановительный процесс, протекающий на границе раздела фаз. Ме в этих случаях окисляются, а вещества, с которыми они взаимодействуют, восстанавливаются. 1) Виды коррозии по характеру разрушения: - сплошная (общая коррозия) - охватывает всю поверхность металла, которая находится под воздействием коррозионной среды; сплошная коррозия подразделяется на: равномерную, неравномерную и избирательную. - местная - распространяется лишь на некоторых участках поверхности металла. - интеркристаллитная – коррозия продвигается вглубь по границам зерен Ме - транскристаллитная – рассекает Ме трещиной через зерна - избирательная – в сплаве разрушается один компонент 2) По механизму протекания коррозионного разрушения различают химическую и электрохимическую коррозию. Химическая коррозия - это разрушение Ме окислением его в окружающей среде без возникновения электрического тока в системе. В этом случае происходит взаимодействие Ме с газами и неэлектролитами. По условиям протекания коррозионного процесса различают газовую коррозию и коррозию в неэлектролитах. Газовая коррозия протекает в сухих газах или парах без конденсации влаги на поверхности Ме при высоких температурах (окисление Ме кислородом воздуха). Коррозия в неэлектролитах – агрессивных органических жидкостях (сернистая нефть). Примером может служить разрушение цилиндров внутреннего сгорания в жидком топливе. В топливе содержатся примеси – сера и ее соединения, которые при сгорании превращаются в оксиды серы (IV) и (VI) – коррозионно-активные вещества. Они разрушают элементы реактивных двигателей. Электрохимическая коррозия Разрушение Ме в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока. Она может протекать: - в электролитах (водных растворах солей, кислот, щелочей) - в морской воде - в атмосфере влажного воздуха - во влажном грунте (в нейтральных, щелочных средах) O2 + 4H+ + 4e → 2H2O (в кислых средах) Рисунок – Схема электрохимической коррозии. Д – деполяризатор При электрохимической коррозии происходит образование местных гальванических пар. Участки с более отрицательным потенциалом являются анодными, а с более положительным – катодными. Поток электронов направлен от анодного к катодному участку и корродирует Ме анода. На анодных участках происходит окисление Ме и ионы Ме переходят в раствор: Ме – nе → Меn+; на катодных – восстановление окислителя. Ионы или молекулы, которые восстанавливаются при протекании катодного процесса, называются деполяризаторами. Если коррозия протекает в кислой среде, то на катоде восстанавливаются ионы водорода (водородная деполяризация). Если коррозия протекает во влажном воздухе, в электролите, содержащем растворенный кислород, при неравномерной аэрации, то на катоде восстанавливаются молекулы кислорода (кислородная деполяризация). Рассмотрим коррозию железной пластинки с примесями меди в кислой среде. В этом случае железо будет анодом (E°= – 0,44В), а медь – катодом (E°= +0,34В). На анодном участке будет происходить процесс окисления железа, а на катодном – процесс деполяризации ионами водорода, которые присутствуют в электролите: А: Fe – 2e → Fe2+ – окисление К: 2H+ + 2e → H2↑ – восстановление Схема возникающего гальванического элемента выглядит следующим образом: A (–) Fe | HCl | Cu (+) К или A (–) Fe | H+ | Cu (+) К Во влажном воздухе: (А) Fe – 2e → Fe2+ – окисление (К) 2H2O + O2 + 4e → 4OH– – восстановление Схема гальванического элемента: А (–) Fe | H2O, O2 | Cu (+) К У поверхности металла в электролите протекают следующие реакции: Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 Коррозия металла в результате неравномерного доступа кислорода. При неравномерном доступе кислорода к Ме-ой поверхности, покрытой влагой, например каплей воды, образуется особая гальванопара: участок, к которому доступ кислорода затруднен будет анодом, где происходит окисление Ме, а участок, в большей степени покрытый кислородом окажется катодом (происходит восстановление кислорода). Рисунок. Коррозия железа под каплей воды Т.о. при электрохимической коррозии поток электронов направлен от более активного Ме (с меньшей величиной электродного потенциала) к менее активному проводнику (с большей величиной электродного потенциала) и более активный Ме корродирует. Скорость коррозии тем больше, чем дальше расположены друг от друга в ряду стандартных электродных потенциалов Ме, из которых образовался гальванический элемент. Случаи электрохимической коррозии: Атмосферная коррозия – это коррозия во влажном воздухе при обычной температуре. Поверхность Ме покрывается пленкой влаги, содержащей кислород. В этой пленке и протекает коррозия с кислородной деполяризацией. Обычная гальванопара Fe-C. Почвенная коррозия – угрожает трубопроводам, оболочкам кабелей и всем подземным сооружениям. В этом случае Ме соприкасается с влагой почвы, содержащей кислород. Электрическая коррозия, или электрокоррозия вызывается блуждающими токами, исходящими от трамвая, метро, электрических железных дорог. Блуждающие токи разрушают подземные Ме сооружения, электрокабели и т.д. Защита от коррозии Важнейшими из них являются: защита поверхности Ме покрытиями, создание сплавов с антикоррозионными свойствами, электрохимические методы, изменение состава среды, легирование Ме. Легирование Ме. При легировании в состав сплава, например, стали вводят компоненты, вызывающие пассивность Ме (например, никель, хром, ванадий, титан). Защитные покрытия. Материалами для Ме покрытий могут быть Ме (цинк, кадмий, алюминий, никель, хром), их сплавы (бронза, латунь), а также неМе покрытия (лаки, краски, эмали). По характеру поведения Ме покрытия делят на катодные и анодные. К катодным покрытиям относятся покрытия, потенциалы которых в данной среде имеют более положительное значение, чем потенциал основного металла. В качестве примера может служить луженое железо (железо покрыто слоем олова) При повреждении покрытия (или наличии пор) возникает коррозионный элемент, в котором основной материал в поре служит анодом и растворяется, а материал покрытия — катодом, на котором выделяется водород или поглощается кислород. Следовательно, катодные покрытия могут защищать металл от коррозии лишь при отсутствии пор и повреждений покрытия. Анодные покрытия имеют более отрицательный потенциал, чем потенциал основного металла. Примером может служить оцинкованное железо. В этом случае основной металл (железо) будет катодом коррозионного элемента, поэтому он не корродирует. Электрохимические методы (Протекторная защита и электрозащита). Эта защита применяется в тех случаях, когда защищаемая конструкция находится в среде электролита (морская вода, подземные, почвенные воды). Она осуществляется присоединением к защищаемой конструкции металла с более отрицательным значением электродного потенциала — протектора (в качестве материала протекторов используют сплавы алюминия, магния и цинка), а также катодной (катодная защита) или анодной (анодная защита) поляризацией за счет извне приложенного тока. Наиболее применима электрохимическая зашита в коррозионных средах с хорошей ионной электрической проводимостью. Катодная поляризация (защита) используется для защиты от коррозии подземных трубопроводов, кабелей. Катодную защиту применяют также к шлюзовым воротам, подводным лодкам, водным резервуарам, буровым платформам, морским трубопроводам и оборудованию химических заводов. Изменение свойств коррозионной среды. Для снижения arpecсивности среды уменьшают концентрацию компонентов, опасных в коррозионном отношении. Например, в нейтральных средах коррозия обычно протекает с поглощением кислорода. Его удаляют деаэрацией (кипячение, барботаж инертного газа) или восстанавливают с помощью соответствующих восстановителей (сульфиты, гидразин и т. п.) Например, О2 + N2H4 = N2 + 2H2O. Агрессивность среды может уменьшаться также при снижении концентрации ионов Н+, т. е. повышении рН (подщелачивании). Для защиты от коррозии широко применяют ингибиторы (нитраты, нитриты, органические вещества - уротропин). Ингибитором называется вещество, при добавлении которого в небольших количествах в среду, где находится металл, значительно уменьшается скорость коррозии металла. Ингибиторы применяют главным образом в системах, работающих с постоянным или мало обновляемым объемом раствора, например в некоторых химических аппаратах, системах охлаждения, парогенераторах и т. п. Они применяются при транспортировке газа и нефти, для защиты от коррозии горюче-смазочными веществами, а также в органических средах, морской воде и т. д. Рациональное конструирование изделий должно исключать наличие или сокращать число и размеры особо опасных, с точки зрения коррозии, участков в изделиях или конструкциях (сварных швов, узких щелей, контактов разнородных по электродным потенциалам металлов и др.), а также предусматривать специальную защиту металла этих участков от коррозии.