TRƯỜNG ĐẠI HỌC BÁCH KHOA TPHCM
KHOA KỸ THUẬT HÓA HỌC
BỘ MÔN: CÔNG NGHỆ CHẾ BIẾN DẦU KHÍ
Môn Học: ĂN MÒN, CHỐNG ĂN MÒN TRONG CÔNG NGHỆ CHẾ BiẾN DẦU
KHÍ
Báo cáo tiểu luận: Động học của quá trình ăn mòn điện
hóa
GVHD: Ts. Huỳnh Quyền
HVTH: Nguyễn Tiến Đạt- 09400138
Võ Như Hoàng Phước-09400141
Nội dung báo cáo
•
Cơ chế của quá trình ăn mòn điện hóa.
•
Giản đồ E-pH và các ứng dụng: giản đồ bền
của nước, giản đồ E-pH của sắt, nhôm, kẽm .
•
Các khái niệm về quá thế ăn mòn.
•
Các quá trình phân cực của oxy, hydro.
Cơ chế của quá trình ăn mòn điện hóa.
•
Ăn mòn điện hoá xảy ra khi kim loại
tiếp xúc với dung dịch chất điện li là
sự phá huỷ kim loại xảy ra trên mặt
giới hạn hai pha: kim loại và dung
dịch chất điện li.
•
Khi đó kim loại bị hoà tan xảy ra trên
vùng anot và kèm theo phản ứng giải
phóng hiđro hoặc tiêu thụ oxi xảy ra

– Sự chuyển vật chất từ dung dịch đến bề mặt điện cực xảy ra chủ yếu do sự
khuếch tán là giai đoạn chậm nhất trong quá trình điện hoá hoặc ăn mòn kim
loại sẽ là giai đoạn khống chế động học của toàn bộ quá trình và thường gọi là
động học khuếch tán.
Giản đồ thế điện cực-pH (E-pH)
•
Giản đồ thế điện cực - pH trình bày sự phụ thuộc của giá trị thế điện cực vào giá trị pH
của môi trường phản ứng.
•
Giản đồ này được xây dựng trên cơ sở các số liệu nhiệt động học và cho phép giải thích
trạng thái tồn tại, tính chất của đơn chất và hợp chất cũng như khả năng chuyển hoá
giữa các chất có trong hệ khảo sát.
•
Sự ăn mòn kim loại theo cơ chế điện hoá xảy ra trong môi trường nước luôn gắn liền với
hai quá trình:
•
sự oxi hoá kim loại tại anot
•
phản ứng khử xảy ra trên catot - sự khử ion H3+O có trong dung dịch hoặc khử oxi hoà
tan trong dung dịch hoặc khử nước.
•
Mặt khác, sự ăn mòn kim loại theo cơ chế điện hoá phụ thuộc vào giá trị thế điện cực
của anot và catot. Trong môi trường nước các giá trị thế điện cực có phụ thuộc vào pH.
•
Vì vậy việc xây dựng giản đồ thế điện cực cân bằng - pH là cần thiết và gọi tắt là giản đồ
thế điện cực - pH (E - pH)-giản đồ M. Pourbaix
Cơ sở số liệu để xây dựng giản đồ E - pH
•
Hệ oxi hoá khử thuần tuý:
Phản ứng oxi hoá khử không có sự tham gia của ion H3+O và chỉ trao đổi electron:

Nếu PO2 > 1
atm.
•
khi PO2 < 1
atm
Giản đồ E-pH của hệ Fe- H2O
•
Để thiết lập giản đồ thế E - pH của hệ Fe - H2O cần phải kể đến các cấu tử tồn tại trong hệ:
H2O, H+, OH−, O2 và H2, Fe, Fe2+, Fe3+ , HFeO2− , Fe(OH)3, Fe(OH)2 và các phương trình
phản ứng có liên quan.
•
Đối với hệ Fe - H2O, các phương trình phản ứng điện cực ứng với các phương trình Nernst
tính giá trị thế điện cực được trình bày trong bảng sau đây và chấp nhận Fe2+= Fe3+ =
HFeO2− = 10−6M ở 25oC.
Giản đồ E-pH của hệ Fe- H2O
•
Các phản ứng hỗn hợp trao đổi electron và proton:
•
Từ các phương trình phụ thuộc của thế - pH của hệ Fe - H2O ta vẽ được giản đồ thế E -pH
•
Dự đoán khả năng bị ăn mòn và không bị ăn
mòn của sắt trong môi trường nước.
•
Rút ra nguyên tắc của phương pháp điện hoá
bảo vệ chống ăn mòn sắt trong môi trường
nước và cụ thể là:
•
+ Dịch chuyển thế điện cực sắt (thép) trong
môi trường nước về phía âm hơn so với thế ăn
mòn của sắt thì sắt đi vào vùng an toàn không

= −
(anode) (anode) (anode, equilibrium)E E
η
= −
Various overpotentials
•
Concentration overpotential
•
Activation overpotential (electrochemical overpotential)
•
Ohmic polarization
7.11.2 Determination of polarization curves
Polarization curves
lga b J
η
= +
7.11.3 Polarizations of electrolytic and galvanic cellsE
J
(a) electrolytic cell
η(
anode
)
η
(cathode)E

059,023,1
059,0
2
2
−=〈
−=〈
+
+
ϕϕ
ϕϕ
GIẢN ĐỒ HỆ Fe- H2O
Vùng thụ động
Vùng
ăn
mòn
Vùng không ăn mòn

CÔNG
NGHỆ
CHỐN
G ĂN
MÒN
TRON
G KỸ
THUẬ
T LỌC
HÓA
DẦU
NỘI DUNG:
E-pH diagram of iron or steel with four concentrations of soluble species, three