1
PHẦN 1
CƠ SỞ LÝ THUYẾT
CHƯƠNG 1
MỞ ĐẦU
1.1. Khái niệm chung
1.1.1. Tình hình ăn mòn vật liệu
Vật liệu có thể được chia thành bốn nhóm chính: kim loại và hợp kim, gốm
sứ, polyme và composit. Tất cả các loại vật liệu đều có thể bị ăn mòn và phá
hủy. Tuy nhiên quá trình ăn mòn kim loại và hợp kim đóng vai trò quan trọng
trong thực tế sử dụng, do loại vật liệu này được dùng nhiều nhất và kém ổn định
nhất khi tiếp xúc với môi trường.
Ăn mòn là kết quả của sự tương tác hóa học hay vật lý giữa vật liệu và môi
trường. Ví dụ:
• Sự tạo gỉ trên thép
• Sự oxy hóa mối tiếp xúc điện bằng đồng
• Sự phá hủy PVC dưới tác động của tia cực tím
• Sự ăn mòn gạch chịu lửa trong các lò nung …
Ăn mòn kim loại gây thiệt hại lớn cho nền kinh tế quốc dân. Theo báo cáo
của Ủy ban ăn mòn và bảo vệ Anh thì thiệt hại do ăn mòn ở Anh chiếm 3,5 %
tổng sản lượng quốc dân.
1
Ở Mỹ thì chi phí này vào năm 1982 được đánh giá
khoảng 126 tỷ đô la mỗi năm.
2
Việt nam có khí hậu nóng, ẩm và tỉ lệ sử dụng
kim loại trong công nghiệp còn rất lớn cho nên thiệt hại do ăn mòn còn có thể
lớn hơn nữa.
2
Ví dụ: Khi bị ăn mòn trong môi trường axít, thép sẽ giải phóng khí hydro.
Khí này hấp phụ trở lại trong thép sẽ làm giòn thép.
1.1.3. Chi phí để chống ăn mòn
Chi phí trực tiếp: thay thế thiết bị, chi tiết bị ăn mòn.
Chi phí gián tiếp: sửa chửa, thiệt hại do ngưng sản xuất.
Ví dụ: Chi phí để thay thế sửa chửa một thiết bị trao đổi nhiệt trong nhà
máy điện hạt nhân << mất mát do ngưng sản xuất. Chi phí để thay một ống nước
nóng trong tường của một tòa nhà >> chi phí của ống (giá ống)
Chi phí để bảo vệ: dùng vật liệu chịu ăn mòn thì đầu tư cao hơn, chi phí tạo
các lớp phủ bảo vệ, chi phí bảo vệ điện hóa.
Chi phí phòng ngừa: phải dùng vật liệu có kích thước lớn hơn, chi phí kiểm
tra, bảo dưởng.
1.2. Các dạng ăn mòn và phá hủy vật liệu phi kim
1.2.1. Ăn mòn và phá hủy vật liệu polyme
Sự ăn mòn và phá hủy vật liệu polyme là do đứt liên kết giữa các phân tử
trong polyme. Các liên kết này là liên kết cộng hóa trị, năng lượng liên kết nhỏ
nên rất dễ bị phá hủy dưới các tác động hóa học và vật lý như nhiệt, chùm tia
năng lượng cao.
1.2.1.1. Phân hủy nhiệt và cơ chế phân hủy nhiệt
Khi phân hủy các polyme ở nhiệt độ cao sẽ dẫn đến hai trường hợp:
a) Phân hủy xảy ra bởi sự đứt các liên kết mạch theo một quy luật xác định
CH
2
CH CH
2
R
R
CH
CH
CH
2
C
CH
3
C
O
O CH
3
CH
2
C
CH
3
C
O
O CH
3
+
.
Sự phân hủy các polyme ở nhiệt độ cao thường là sự kết hợp hai cơ chế
trên và tỉ lệ các monome tạo thành dao động từ 0 – 100 % tùy theo loại polyme.
Người ta còn quan sát thấy sự tạo thành các oligome (dime, trime …) và trong
một số trường hợp, tạo thành cấu trúc graphit không bay hơi. Sự phân hủy có thể
xảy ra ở trạng thái rắn cũng như ở trạng thái nóng chảy khi tạo hình.
Sự phân hủy polyme ở nhiệt độ cao được tăng tốc đáng kể khi có mặt oxy.
Trong một số trường hợp, oxy sẽ đốt cháy polyme.
Một đặc điểm quan trọng của polyme là chỉ số oxy tới hạn IOL: tỷ lệ tối
.
Do phản ứng với oxy không khí, các gốc tự do tạo thành có thể tạo mạng
làm hóa cứng, hóa giòn và mất tính đàn hồi của cao su.
Trong một số lớn trường hợp, sự phá hủy do ánh sáng mặt trời thường đi
đôi với oxy hóa dẫn đến giảm khối lượng phân tử và mất một số tính chất cơ
học. Do các polyme thường ít bị thẩm thấu bởi tia cực tím, sự phá hủy do ánh
sáng mặt trời thường chỉ giới hạn ở bề mặt.
Các chất ổn định (chống oxy hóa, ổn định với tia UV) cho phép hạn chế sự
sinh ra các gốc tự do, hoặc phá hủy các gốc tự do và như thế sẽ gia tăng đáng kể
tuổi thọ của polyme. Việc sử dụng một số chất màu (than đen) sẽ làm polyme
mờ đục dẫn đến gia tăng đáng kể thời gian sử dụng polyme.
1.2.1.3. Ăn mòn hóa học polyme
Độ bền ăn mòn hóa học của polyme phụ thuộc vào cấu trúc phân tử của nó.
Cơ chế ăn mòn vật liệu polyme rất phức tạp và không liên quan với quá trình
trao đổi điện tử vì polyme thường không dẫn điện.
Oxy, ozôn và một số chất khác có thể tạo thành các phản ứng hóa học ở các
mối liên kết đôi của cacbon trong phân tử polyme dẫn đến cắt đứt mạch phân tử.
Ví dụ cao su tự nhiên trong môi trường ozôn có thể xảy ra phản ứng:
CH
2
C CH CH
2
CH
3
CH
2
C O
CH
phản ứng thủy phân làm đứt các liên kết trong phân tử và phá hủy bề mặt.
Si O Si
O O
OH
O
O
Si OH
O
O
Si O
O
O
+
+
Ngay cả trong môi trường nước sạch, vẫn tồn tại sự trao đổi ion giữa các
kim loại kiềm, kiềm thổ trong thủy tinh với môi trường
Si O
O
H
2
O
O
Si OH
O
O
, Na
+
Na
OH
nóng chảy và đóng băng cứ tiếp tục như vậy làm cho vật liệu bị phá hủy.
1.2.2.2. Sự phá hủy bêtông
Bêtông là một loại vật liệu xốp, không đồng thể gồm có chất kết dính (xi
măng), cát, đá và bộ khung cốt thép. Bêtông có thể bị phá hủy do tác động của
sunphat, do bộ khung cốt thép bị ăn mòn và do chu kỳ biến đổi nhiệt của môi
trường.
1.2.2.2.1. Tác động của sunphat
Nước có chứa các muối sunphat (MgSO
4
, CaSO
4
, Na
2
SO
4
) khi xâm nhập
vào bêtông thì các muối này sẽ phản ứng với một trong các cấu tử của xi măng
là tricanxi aluminat 3CaO.Al
2
O
3
.6H
2
O để tạo thành canxi-sunpho-aluminat
3CaO.Al
2
O
3
.3CaSO
4
2
)
2
) vào bêtông để hạn chế quá trình phá hủy này.
1.2.2.2.3. Chu kỳ biến đổi nhiệt của môi trường
Tác động này cũng gây cũng gây ra nứt và bong tróc làm hư hỏng bêtông.
1.3. Ăn mòn kim loại
1.3.1. Phản ứng ăn mòn
1.3.1.1. Tác nhân ăn mòn
Sự ăn mòn kim loại là do phản ứng oxy hóa khử không thuận nghịch giữa
kim loại và một tác nhân oxy hóa trong môi trường.
Kim loại + tác nhân oxy hóa → kim loại bị oxy hóa + tác nhân oxy hóa bị
khử.
Ví dụ: Fe (r) + 2HCl (dd) → FeCl
2
(dd) + H
2
(k)
Fe + 2H
+
→
Fe
2+
+ H
2
H
+
: tác nhân oxy hóa
, H
+
: 2H
+
+ 2e = H
2
E
rev
= - 0,059 pH, = 1 atm
2
H
P
• Oxy hòa tan:
E
rev
= 1,23 – 0,059 pH, = 1atm
2
O
P
Môi trường axít: O
2
+ 4H
+
+ 4e = 2H
2
O
Môi trường trung tính: O
2
+ 2H
, SO
3
Trong môi trường khí khô, nhiệt độ cao, tác nhân oxy hóa có thể là
• Khí oxy
• CO
2
• Hơi nước
• Hợp chất của lưu huỳnh S
2
, SO
2
, SO
4
2-
1.3.1.2. Phản ứng riêng phần
Tất cả phản ứng oxy hóa khử đều bao gồm hai phản ứng riêng phần: phản
ứng oxy hóa riêng phần (phản ứng anôt riêng phần) và phản ứng khử riêng phần
(phản ứng catôt riêng phần).
Fe → Fe
2+
+ 2e phản ứng anốt riêng phần
2H
+
+ 2e → H
2
phản ứng catốt riêng phần
alg
n
059,0
E
R: hằng số khí = 8,314 J/mol.K T: nhiệt độ tuyệt đối (K)
F: hằng số Faraday = 96500 C/mol n: số điện tử trao đổi
7
+n
Me
a
: hoat độ ion kim loại trong dung dịch
0
Me/Me
n
E
+
: thế điện cực tiêu chuẩn của kim loại ứng với hoạt độ dung dịch
bằng 1 hoặc áp suất khí bằng 1 atm. Theo qui ước Stockholm năm 1953, thế
điện cực tiêu chuẩn tính cho các phản ứng điện cực được viết ở dạng khử theo
chiều từ trái sang phải.
Ví dụ: Cu
2+
+2e = Cu, = + 0,337 V
SHE/E
0
Cu/Cu
2+
Không thể xác định được giá trị tuyệt đối của bất kỳ thế điện cực nào mà
h]
Độ sâu ăn mòn/đơn vị thời gian hay bề dày lớp sản phẩm ăn mòn/đơn vị
thời gian v
cor
=
τ
δ
[m/h]
K =
cor
i
nF
A
S
I
nF
A
S
m
=
τ
τ
=
τ
Δ
corcor
i
nFd
A
2+
ϕ < 0,77 V sẽ chuyển phản ứng từ Fe
2+
→ Fe
3+
Ví dụ: Trong dung dịch HCl, Fe sẽ hòa tan chậm hơn nếu giảm điện thế
điện cực. Trong thực tế người ta bảo vệ kim loại bằng cách khống chế thế điện
cực của nó.
8
1.3.3.2. Ảnh hưởng của sản phẩm ăn mòn
Bản chất vật lý của các sản phẩm ăn mòn ảnh hưởng mạnh đến tốc độ ăn
mòn. Có ba loại:
•
ion hòa tan.
•
lớp màng không sít chặt.
•
lớp màng sít chặt.
Sự ăn mòn kim loại trong môi trường axit thường tạo các cation hydrat hóa
hoặc ở dạng phức trong dung dịch. Các ion hòa tan sẽ khuếch tán dễ dàng từ bề
mặt kim loại vào trong lòng dung dịch. Sự có mặt các ion này nói chung ít ảnh
hưởng đến tốc độ ăn mòn. Ví dụ ăn mòn thép trong axít.
Trong môi trường trung tính hoặc kiềm, đôi khi trong môi trường axit, các
sản phẩm ăn mòn ít hòa tan và kết tủa ở bề mặt kim loại dưới dạng hydroxyt
do phản ứng hóa học của kim loại với môi trường khí xung quanh có chứa các
tác nhân gây ăn mòn như oxy, lưu huỳnh, clo…
Ví dụ kim loại khi nung ở nhiệt độ cao trong không khí sẽ bị oxyhóa theo
phản ứng:
2 Me + ½ O
2
→ MeO
1.3.4.2. Phân loại theo môi trường ăn mòn
•
Ăn mòn trong khí quyển
•
Ăn mòn trong môi trường nước ngọt
•
Ăn mòn trong môi trường nước biển
•
Ăn mòn trong môi trường đất
•
Ăn mòn trong kim loại lỏng
1.3.4.3. Phân loại theo phạm vi ăn mòn
1.3.4.3.1. Ăn mòn đều và ăn mòn cục bộ
•
Ăn mòn đều
Ăn mòn đều xảy ra đồng nhất trên tất cả bề mặt của kim loại, ở mức độ vĩ
♥
Ăn mòn đều: (uniform corrosion): Mất vật liệu ít nhiều xảy ra đều đặn
trên toàn bề mặt. Loại này thường gặp khi kim loại tiếp xúc với môi trường axit.
♥
Ăn mòn galvanic (galvanic corrosion) (vi pin): là ăn mòn giữa hai kim
loại do tạo thành pin điện hóa giữa chúng. Kim loại có thế âm hơn sẽ bị ăn mòn.
♥
Ăn mòn hốc (crevice corrosion): do sự khác nhau về nồng độ oxy ở
hai phần của một cấu trúc, tạo thành pin điện hóa giữa chúng. Dạng này thường
gặp trên các khe của kim loại hoặc trên các vùng mà oxy ít có khả năng thấm
vào.
♥
Ăn mòn lỗ (pitting corrosion): tạo nên bởi một vài anion (chủ yếu là
Cl
-
) trên các kim loại đã được bảo vệ bởi một lớp oxyt mỏng. Nó thường tạo các
lỗ hổng có đường kính khoảng vài chục micromet.
♥
Ăn mòn giữa các hạt (intergranular corrosion): ăn mòn có chọn lọc
trên biên giới hạt. Thông thường nó có liên quan đến các pha bị kết tinh trong
quá trình xử lý nhiệt.
♥
Ăn mòn chọn lọc (selective corrosion): ăn mòn do oxyt hóa một cấu tử
= 0,28 V
Trong trường hợp này, Cu chỉ bị tan khi thế điện cực lớn hơn 0,28 V
Trong thực tế, kim loại sử dụng ít khi tiếp xúc với dung dịch chứa ion kim
loại đó nên → 0 và E
rev
→ -∞. Tuy nhiên khi kim loại vừa bị ăn mòn, nồng
độ ion kim loại ở bề mặt lập tức khác 0 và E
rev
đạt đến một giá trị xác định. Điện
thế cân bằng càng cao khi nồng độ ion ở bề mặt càng lớn. Nồng độ này càng lớn
khi tốc độ truyền ion vào trong dung dịch càng lớn.
+n
M
a
Tốc độ ăn mòn v
cor
( mol/m
2
s) tỉ lệ với nồng độ M
n+
ở bề mặt: C
S
v
cor
= k
L
C
S
-7
mol/m
2
s → tốc độ ăn mòn rất thấp
≈ 22
μ
m Cu /năm. Do đó E
rev
= 0,163 V và C
S
= 10
-6
mol/l.
Tổng quát, tốc độ ăn mòn cực đại sẽ không quá 20
μ
m/năm nếu nồng độ
ion trong dung dịch ≤ 10
-6
mol/l. Tốc độ ăn mòn nhỏ như vậy thường không
đáng kể. Khi đó điện thế cân bằng được gọi là điện thế bảo vệ
E
bv
= E
0
+
6
10ln
nF
RT
−
O + 2e → H
2
+ 2OH
-
Nếu áp suất = 1 atm thì cả hai phản ứng đều có thế điện cực là
2
H
P
E p
H/
2
+
=
+
2
H/H
H059,0E
o
H
−
0E
o
H/H
2
=
+
nên =
+
=
OH/O
22
E (đường {b}) pH059,0E
o
OH/O
22
−
pH = 0, = 1,226 V
o
OH/O
22
E
pH =14, = 0,401 V
o
OH/O
22
E
Phía trên đường {b}, ở bất kỳ pH nào, nước không bền và sẽ bị oxy hóa
thành oxy, phía dưới đường {b} nước bền và oxy hòa tan nếu có mặt phải bị khử
thành nước hoặc OH
-
.
1.3.6.2. Giản đồ Pourbaix của các kim loại bị ăn mòn
Các vùng trên giản đồ Pourbaix thường có tên là vùng thụ động, vùng ăn
mòn và vùng bền ăn mòn. Sự ăn mòn có thể xảy ra trong những vùng mà ion
kim loại hòa tan ở trạng thái bền. Kim loại có thể bền ăn mòn hoặc thụ động
trong những vùng mà oxyt kim loại ở trạng thái bền. Trong những vùng mà dạng
kim loại là bền thì kim loại sẽ bền với ăn mòn. Điện thế hoặc pH có thể được
điểu chỉnh để kim loại rơi vào vùng bền ăn mòn.
+ 3H
+
+ 3e E
rev
= - 1,563 – 0,059 pH
(3) Al(OH)
3
+ 3H
+
= Al
3+
+ 3H
2
O pH = 2,44 -
3
1
log
+
3
Al
a
= 10
-6
⇒
pH = 4,44
+
3
Al
a
rev
= - 1,20 +
−
4
)OH(Al
alog
3
059,0
- 0,079 pH
pH079,032,1E10a
6
4
)OH(Al
−−=⇒=
−
−
Ở bất kỳ pH nào, đường {a} và {b} luôn cao hơn đường (1) hoặc (5), do đó
Al sẽ bị ăn mòn theo các phản ứng sau:
Trong môi trường axít
:
Phản ứng anốt: Al → Al
3+
+ 3e
Phản ứng catốt: 2H
+
+ 2e → H
15
CHƯƠNG 2 NHIỆT ĐỘNG VÀ ĐỘNG HỌC CỦA
PHẢN ỨNG ĂN MÒN
2.1. Năng lượng tự do và chiều hướng phản ứng
Sự ăn mòn kim loại trong dung dịch nước luôn đi kèm với sự trao đổi điện
tử. Thế điện cực, độ hoạt động và mật độ điện tử ở bề mặt kim loại có ảnh
hưởng lớn đến tốc độ ăn mòn. Các thay đổi về năng lượng trong phản ứng ăn
mòn sẽ tạo động lực và khống chế chiều hướng của phản ứng.
Xét phản ứng Zn + 2HCl → ZnCl
2
+ H
2
Phản ứng anốt (oxy hóa): Zn → Zn
2+
+ 2e có thế điện cực cân bằng E
a
Phản ứng catốt (khử): 2H
+
+2e → H
2
có thế điện cực cân bằng E
c
Phản ứng hóa học xảy ra đều có đi kèm với sự thay đổi năng lượng tự do
=
= 0 – (-0,763) = +0,763 do đó phản ứng
sẽ tự xảy ra theo chiều từ trái sang phải.
o
Zn/Zn
o
H/H
2
2
EE
++
−
Ví dụ 2: Xét phản ứng ở điều kiện tiêu chuẩn 3Pb + 2Al
3+
= 3Pb
2+
+ 2Al.
Phản ứng anốt: Pb = Pb
2+
+ 2e, E
o
a
= -0,126 V
Phản ứng catốt: Al
3+
+ 3e = Al, E
o
c
= -1,662 V
E = E
RE: Reference electrode: điện cực so sánh
CE: Counter electrode: điện cực đối
Điện cực so sánh (RE) có thể là:
Điện cực hydro chuẩn (SHE), theo quy ước E
SHE
= 0 V.
Điện cực Ag/AgCl, E so với SHE = E
Ag
– E
SHE
= +0,222 V.
Điện cực Calomel bảo hòa (SCE), E so với SHE = E
SCE
– E
SHE
= +0,241 V.
Điện cực Cu/CuSO
4
, E so với SHE = E
Cu/CuSO4
– E
SHE
= +0,318 V.
Điện cực Hg/HgSO
4
, E so với SHE = E
Hg
– E
SHE
đọc
= E +
Ω
φΔ
Điện thế rơi: =
Ω
φΔ
χ
iL
i: Mật độ dòng; L: Khoảng cách WE – RE; χ: Độ dẫn điện của dung dịch
Trên nguyên tắc, các cặp giá trị điện thế và mật độ dòng ở trạng thái tĩnh sẽ
không phụ thuộc vào phương pháp thực nghiệm. Tuy nhiên, trong một vài điều
kiện, đường cong phân cực đo được theo hai phương pháp sẽ khác nhau. Thông
thường khi đường cong phân cực có một cực đại hoặc một đoạn nằm ngang thì
phương pháp potentiostat sẽ có ưu điểm hơn. Ngược lại, khi đường cong phân
cực có độ dốc cao (di/dE lớn) thì phương pháp galvanostat sẽ thuận lợi hơn.
2.2.2. Giai đoạn khống chế phản ứng
Phản ứng ăn mòn bao gồm ít nhất một phản ứng anốt riêng phần và một
phản ứng catốt riêng phần, mỗi phản ứng lại xảy ra qua nhiều giai đoạn. Tốc độ
phản ứng chung sẽ bị giới hạn bởi giai đoạn chậm nhất.
Giữa điện cực và dung dịch có tồn tại một lớp khuếch tán, trong lớp khuếch
tán thì truyền khối là do khuếch tán (do chênh lệch nồng độ), ngoài lớp khuếch
tán, truyền khối là do đối lưu bao gồm đối lưu cưỡng bức (do khuấy trộn dung
dịch) hoặc đối lưu tự nhiên (do trọng trường).
18
Tốc độ chung của phản ứng phụ thuộc vào hiệu số của tốc độ oxy hóa, v
a
và tốc độ khử, v
c
v = v
a
– v
c
Sdt
dn
nFi
i
= (do theo định luật Faraday
iSdt
nF
M
dm
i
=
)
dn
i
= dm
i
/M, với M: phân tử lượng.
F: hằng số Faraday = 96500C, n: số e trao đổi
i: mật độ dòng, S: diện tích
o
: mật độ dòng trao đổi.
Phương trình Butler – Volmer cho điện cực đơn
i = i
a
+ i
c
=
443442143421
ca
i
c
o
i
a
o
)exp(i )exp(i
β
η
−−
β
η
=
η (eta): quá thế = E - E
rev
β
a
, β
c
oa
β
η
=
o
a
aaa0aa
i
i
lnilniln β=β+β−=η
Phương trình Tafel anốt
⇒
ilgba
aa
+=η
với a
a
= - 2,303
oa
ilg
β
và b
a
= 2,303
β
a
•
η
= 2,303
β
c
Tổng quát,
phương trình Tafel
: ilgba
+=η
20
2.3.2. Phương trình Butler – Volmer cho điện cực hổn hợp
Xét Fe
→
Fe
2+
+ 2e Anốt
2H
+
+ 2e
→
H
2
Catốt
Fe + 2H
+
→
Fe
corcor
=−=
: mật độ dòng ăn mòn
Phương trình Butler – Volmer cho điện cực hổn hợp
)exp(i)exp(iiii
H,c
cor
Fe,a
corH,cFe,a
β
ξ
−−
β
ξ
=+=
với
cor
EE −=ξ
21
Với điện cực hổn hợp bất kỳ:
∑∑
+=
L,cK,a
III
cor
EE =
0III
ξ
=
∑∑
Nếu quá thế nhỏ (khoảng vài milivolt)
⇒
1 ,1 <<
β
ξ
<<
β
η
Áp dụng e
-x
= 1 - x
e
+x
= 1+x
Điện cực đơn
)]1()1[(ii
ca
o
β
η
−−
β
η
RT
nF)1(nF
(ii
oo
i
nFi
RT
o
=η⇒
Đặt R
P
: điện trở phân cực = RT/nFi
0
, ta có: η = R
P
. i
Điện cực hổn hợp
(Xét ví dụ Fe trong dung dịch HCl)
)]1()1[(ii
H,cFe,a
cor
β
ξ
−−
β
ξ
+=
22
303,2a
β=
β=
Đặt R
P
: điện trở phân cực =
corH,cFe,a
H,cFe,a
i)ba(303,2
ba
+
, ta có: ξ = R
P
. i
2.4. Một số yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ ăn mòn
2.4.1. Ảnh hưởng của mật độ dòng điện trao đổi i
0
Phản ứng phóng điện của ion H
+
ở điện cực kim loại xảy ra qua hai
giai
đoạn (theo cơ chế Volmer-Tafel):
2H
+
+ 2e → 2H
ads
phản ứng (I)
và do đó i
0
cao.
Xét phản ứng Fe + 2H
+
→ Fe
2+
+ H
2
và Zn + 2H
+
→ Zn
2+
+ H
2
. Do
= -0,44 V, = -0,76 V thì chênh lệch điện thế giữa Fe và H
+
nhỏ hơn giá
trị chênh lệch điện thế của cặp Zn và H
+
nên tốc độ ăn mòn Fe phải thấp hơn tốc
độ ăn mòn Zn trong môi trường axít. Tuy nhiên tốc độ ăn mòn Fe lại gần bằng
với tốc độ ăn mòn Zn. Điều này là do ảnh hưởng của mật độ dòng điện i
0,H
(Fe) >
i
0,H
(Zn).
Trong lớp khuếch tán có bề dày δ, dòng chất lỏng không bị ảnh hưởng bởi
đối lưu mà chỉ khuếch tán theo định luật Fick I.
]sm/mol[
dx
dC
DN
2
0x
A
A
=
−=
N
A
: dòng khuếch tán chất A vuông góc với bề mặt điện cực
D: hệ số khuếch tán
x < δ: chỉ có khuếch tán,
25
x > δ: chỉ có đối lưu cho nên nồng độ trong lòng dung dịch bằng nhau tại
mọi vị trí.
C
A, b
: Nồng độ trong lòng dung dịch.
C
A, s
: Nồng độ ở bề mặt điện cực.
Qui ước i
a
−
s,Ab,A
CC
Mật độ dòng giới hạn = Mật độ dòng cực đại của phản ứng điện cực
i = i
L
⇔
chất phản ứng: C
A,s
= 0
δ
±=⇒
b,A
AL
C
nFD i ⇔
sản phẩm phản ứng: C
A,s
= C
A,bảo hòa
δ
−
±=⇒
b,Abh,A
AL
s
m
.
mol10
s.A
]
m
A
[
C
.FD4i
OH4e4OH2O
3
2
32
O
2OL
22
2
=
δ
=
→++
−
Chú ý về đơn vị:
i
L
: [ A / m
2
Copyright: Tài liệu đại học ©