ЛЕКЦИЯ № 4, 5 Электрохимическая коррозия металлов

Скачать презентацию ЛЕКЦИЯ № 4, 5 Электрохимическая коррозия металлов Скачать презентацию ЛЕКЦИЯ № 4, 5 Электрохимическая коррозия металлов

l-4,5.ppt

  • Размер: 238.0 Кб
  • Автор:
  • Количество слайдов: 46

Описание презентации ЛЕКЦИЯ № 4, 5 Электрохимическая коррозия металлов по слайдам

  ЛЕКЦИЯ № 4, 5 Электрохимическая коррозия металлов  ЛЕКЦИЯ № 4, 5 Электрохимическая коррозия металлов

  ПЛАН: 1. Электродные потенциалы. Двойной электрический слой.  2. Механизм э/х коррозии. ПЛАН: 1. Электродные потенциалы. Двойной электрический слой. 2. Механизм э/х коррозии. 3. Термодинамика э\х коррозии. 4. Кинетика э/х коррозии. 5. Поляризация электродных процессов. Пассивность металлов. 6. Внешние и внутренние факторы э/х коррозии.

  1. Электродные потенциалы.  Двойной электрический слой.  На границе двух соприкасающихся 1. Электродные потенциалы. Двойной электрический слой. На границе двух соприкасающихся фаз при определенных условиях может возникнуть разность потенциалов (скачок потенциала), например: электродный потенциал – на границе металл – раствор; контактный потенциал – на границе двух различных металлов; контактный потенциал второго рода – на границе металл – газ; диффузионный потенциал – на границе двух растворов, имеющих различную концентрацию растворенного вещества, и др.

  Электродом  называется металл, погруженный в раствор электролита. Установление электродного потенциала на Электродом называется металл, погруженный в раствор электролита. Установление электродного потенциала на металле зависит от соотношения энергии кристаллической решетки и энергии гидратации ионов. Согласно теории А. Н. Фрумкина, при взаимодействии металла и раствора протекают два сопряженных процесса: 1) Переход ионов из металла в раствор с образованием гидратированных ионов ( анодный процесс ):

  2) Переход ионов из раствора с выделением их на поверхности металла в 2) Переход ионов из раствора с выделением их на поверхности металла в виде нейтральных атомов, входящих в состав кристаллической решетки металла ( катодный процесс ): Какой из этих процессов преобладает, определяется уровнем потенциальной энергии катионов в узлах кристаллической решетки металла U Ме и в растворе U р. Если U Ме > U р , то преобладает анодный процесс. Раствор получает избыточный положительный заряд в виде катионов металла, а поверхность металла приобретает избыточный отрицательный заряд оставшихся электронов.

  Когда энергетические уровни ионов на поверхности металла и в растворе становятся одинаковыми, Когда энергетические уровни ионов на поверхности металла и в растворе становятся одинаковыми, т. е. U Ме = U р , устанавливается динамическое равновесие. Скорости анодного и катодного процессов также равны. Разность электрических потенциалов, возникающая на границе металл — раствор, вследствие избыточных зарядов, называется электродным потенциалом.

  Если UМе  Uр,  то потенциальная энергия катиона в металле меньше Если UМе < Uр, то потенциальная энергия катиона в металле меньше потенциальной энергии гидратированного иона. Тогда в начальный момент происходит не растворение, а осаждение металла из раствора. При этом поверхность металла приобретает избыточный положительный заряд катионов, a оставшийся в при электродном пространстве избыток анионов сообщает ему отрицательный заряд. Положительный заряд поверхности металла затрудняет дальнейшее осаждение катионов и облегчает обратный процесс — переход ионов металла из решетки в раствор. В результате в системе устанавливается динамическое равновесие и возникает двойной электрический слой с противоположным распределением зарядов, т. е. поверхность металла заряжается положительно, а в растворе у поверхности металла образуется избыток анионов (рис. 1 б).

  Если в установлении потенциала принимают участие только собственные ионы металла (заряды переносятся Если в установлении потенциала принимают участие только собственные ионы металла (заряды переносятся только ими), то такой потенциал называют равновесным , или обратимым. Стандартные электродные потенциалы можно рассчитать по изменению изобарно – изотермических потенциалов электродных процессов, отнесенных к 1 молю металла и выраженных в вольтах: Ряд металлов, расположенный по возрастанию положительных значений стандартных электродных потенциалов, называется рядом напряжений.

  Зависимость равновесного электродного потенциала от активности ионов металла в растворе и температуры Зависимость равновесного электродного потенциала от активности ионов металла в растворе и температуры определяется уравнением Нернста : где E 0 — стандартный электродный потенциал металла, В; Т — температура измерения потенциала, К; n — степень окисления металла; F — число Фарадея, 96500 Кл; R — универсальная газовая постоянная, 8, 31 Дж/К; а — активность ионов металла в растворе, г-ион/л. Если в установлении электродного потенциала принимают участие не только собственные ионы металла, но и другие ионы и атомы, то возникают неравновесные , или необратимые , потенциалы.

  Условием образования неравновесного потенциала  является равенство скоростей переноса зарядов в прямом Условием образования неравновесного потенциала является равенство скоростей переноса зарядов в прямом и обратном направлениях, т. е. баланс заряда, но баланс массы при этом не соблюдается, так как в передаче зарядов принимают участие различные частицы. Устойчивое во времени значение необратимого электродного потенциала металла, соответствующее равенству сумм скоростей анодных и катодных процессов, называют стационарным потенциалом металла.

  Таким образом,  при установлении на металле необратимого электродного потенциала может происходить Таким образом, при установлении на металле необратимого электродного потенциала может происходить электрохимическое растворение металла Me + m. H 2 O → Me n+ m. H 2 O + ne ( анодный процесс ) и восстановление какого-либо деполяризатора (иона или молекулы), находящегося в растворе, например, ионов водорода: H + H 2 O + e → H + H 2 O ( катодный процесс ). Для неравновесных потенциалов уравнение Нернста неприменимо , так как электродный потенциал определяется несколькими параллельными реакциями. Неравновесные электродные потенциалы определяются только опытным путем.

  2. Механизм электрохимической коррозии металлов Самопроизвольный переход металлов в окисленное (ионное) состояние 2. Механизм электрохимической коррозии металлов Самопроизвольный переход металлов в окисленное (ионное) состояние при взаимодействии с другими веществами может протекать по двум различным механизмам. Химический механизм в виде проходящей на одном и том же участке поверхности в одну стадию и независящей от потенциала металла химической реакции без участия свободных электронов, когда металл отдавая окислителю валентные электроны, вступает с ним в химическое соединение или образует ионы Электрохимический механизм в виде протекающей с участием свободных электронов электрохимической реакции, при которой ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды проходят не в одном акте, а их скорости зависят от величины электродного потенциала металла.

  Термодинамически возможен процесс э/х коррозии,  для которого соблюдается условие: E T Термодинамически возможен процесс э/х коррозии, для которого соблюдается условие: E T – э. д. с. гальванического элемента, в котором обратимо осуществляется данный коррозионный процесс. Е Т = Е к – Е а – разность между обратимым потенциалом катодной реакции в данных условиях и потенциала металла (или анодной составляющей сплава) в данных условиях. Самопроизвольное протекание электрохимического коррозионного процесса возможно если: Е а = Е Ме 0, а Δ G < 0.

  Электрохимическое растворение металла – сложный процесс,  который можно представить в виде Электрохимическое растворение металла – сложный процесс, который можно представить в виде трех процессов: 1) анодный процесс – образование гидратированных ионов металла в электролите и некомпенсированных электронов на анодных участках по реакции: ne ← ne. Me n+ + m. H 2 O → Me n+ ·m. H 2 O; 2) процессов перетекания электронов по металлу от анодных участков к катодным и соответствующего перемещения катионов и анионов в растворе; 3) катодного процесса – ассимиляции электронов какими-либо ионами или молекулами раствора (деполяризаторами), способными к восстановлению на катодных участках по реакции: D + ne = [Dne].

  Особенности электрохимического коррозионного процесса: 1) подразделение его на два одновременно протекающих, Особенности электрохимического коррозионного процесса: 1) подразделение его на два одновременно протекающих, но в значительной степени независимых электродных процесса: анодный и катодный; 2) зависимость кинетики этих двух э/х процессов, а следовательно, и скорости коррозии от величины электродного потенциала металла: смещение потенциала в положительную сторону обычно облегчает анодный процесс и затрудняет катодный; смещение потенциала в отрицательную сторону, наоборот ускоряет катодный и тормозит анодный процессы;

  Особенности электрохимического коррозионного процесса: 3) возможность локализации электродных процессов на различных участках Особенности электрохимического коррозионного процесса: 3) возможность локализации электродных процессов на различных участках корродирующего металла, где их протекание облегчено; 4) при локализации электродных процессов реализация материального эффекта коррозии (растворение металла) преимущественно на анодных участках поверхности корродирующего металла.

  3. Термодинамика э\х коррозии. Отрицательному значению Δ G ,  как видно, 3. Термодинамика э\х коррозии. Отрицательному значению Δ G , как видно, соответствуют положительное значение ЭДС, которое рассчитывают по разности электродных потенциалов катода и анода или окислителя и восстановителя. Из этого соотношения следует, что коррозия возможна при условии, что потенциал окислителя положительнее потенциала металла, т. е. Е ок > Е Me.

  Основные катодные реакции: в нейтральной и щелочной среде ( р. Н 7) Основные катодные реакции: в нейтральной и щелочной среде ( р. Н >7) (+)К: О 2(г) + 2 Н 2 О (р) +4 е → 4 ОН — (р) (+)К: 2 Н 2 О (р) + 2 е → Н 2(г) ↑ + 2 ОН — (р). в кислотной среде (р. Н<7) (+)К: О 2(г) + 4 Н + (р) + 4 е → 2 Н 2 О (р) (+)К: 2 Н + (р) + 2 е → 2 Н 2(г) являются реакциями кислородного и водородного электродов, потенциалы которых зависят от парциального давления газов и кислотности растворов.

  Если потенциал металла положительнее кислородного или водородного электродов,  то коррозия металлов Если потенциал металла положительнее кислородного или водородного электродов, то коррозия металлов невозможна. Например, потенциал золота (1, 691 В). Оно не корродирует ни с поглощением кислорода, ни с выделением водорода. Если потенциал металла отрицательнее потенциала кислородного электрода, но положительнее потенциала водородного электрода, то коррозия возможна с поглощением кислорода и невозможна с выделением водорода (Cd, Ni, Sn, Cu). Если потенциал металла отрицательнее потенциала водородного электрода, то возможна его коррозия как с поглощением кислорода, так и с выделением водорода (Al, Zn, щелочные и щелочноземельные металлы).

  ПЯТЬ ГРУПП МЕТАЛЛОВ ПО ВЕЛИЧИНЕ СТАНДАРТНОГО ЭЛЕКТРОДНОГО ПОТЕНЦИАЛА: 1) Металлы низкой термодинамической ПЯТЬ ГРУПП МЕТАЛЛОВ ПО ВЕЛИЧИНЕ СТАНДАРТНОГО ЭЛЕКТРОДНОГО ПОТЕНЦИАЛА: 1) Металлы низкой термодинамической стабильности (Е Ме < — 0, 415 В). Это Na, Mg, Be, Al, Zn и др. Они могут корродировать даже в нейтральных средах, не содержащих кислород и окислители. 2) Металлы термодинамически нестабильные (-0, 415 В < Е Ме < 0, 000 В). Это Cd, Ni, Mn, Sn, Pb и др. Они устойчивы в нейтральных средах, не содержащих кислород, в кислотных же средах корродируют даже в его отсутствии.

  4) Металлы высокой термодинамической стабильности (0, 815 В  Е Ме 4) Металлы высокой термодинамической стабильности (0, 815 В < Е Ме 1, 229 В). Они устойчивы в кислотных средах даже в присутствии кислорода, однако могут корродировать в растворах, комплексообразователей при наличии окислителей. К этой группе относится золото (Аu). 3) Металлы промежуточной термодинамической активности (0, 000 В < Е Ме < 0, 815 В). Это Ag, Cu, Bi, Re, Rh и др. Они устойчивы в кислотных и нейтральных средах в отсутствии кислорода и окислителей.

  Бельгийский ученый Пурбе предложил метод изучения равновесий в системах элемент-вода.  Суть Бельгийский ученый Пурбе предложил метод изучения равновесий в системах элемент-вода. Суть метода состоит в исследовании всех возможных равновесий в системе и в представлении результатов в виде табличных данных и в виде графических зависимостей в ко- ординатах потенциал-р. Н. При построении диаграмм учитывают три типа равновесий в системе металл-вода. 1. Равновесный обмен электрическими зарядами: Ме n + + ne ↔ Me Эти равновесия не зависят от р. Н, а зависят только от потенциала. Линии, которые характеризуют этот процесс, параллельны оси р. Н.

  2. Ионно-молекулярные равновесия,  не связанные с величиной потенциала. Они зависят только 2. Ионно-молекулярные равновесия, не связанные с величиной потенциала. Они зависят только от величины р. Н: Me n + + n. OH — ↔ Me ( OH ) n На диаграмме Пурбе им отвечают линии, параллельные оси потенциалов. 3. Равновесия, которые зависят как от потенциала, так и от р. Н: Me(OH) n + ne ↔ Me + n. OH — Линия равновесия имеет наклон относительно двух осей.

  Диаграмма Е-р. Н для воды  Кривая 1' соответствует равенству активности ионов Диаграмма Е-р. Н для воды Кривая 1′ соответствует равенству активности ионов Н+ и ОН-, находящихся в равновесии друг с другом. Линии 2 и 3 соответствуют электрохимическим равновесиям воды с продуктами ее восстановления -водородом (линия 2) и окисления — кислородом (линия 3). При потенциалах, лежащих выше линии 3, вода окисляется, а при потенциалах ниже линии 2 — восстанавливается.

  Диаграмма Zn- вода Диаграмма имеет четыре области :  I - область Диаграмма Zn- вода Диаграмма имеет четыре области : I — область термодинамической устойчивости Zn (область катодной защиты); II и IV — области растворения Zn (области коррозии); III — область пассивности.

  5. Кинетика э/х коррозии 6. Поляризация электродных процессов. Пассивность металлов Сдвиг потенциала 5. Кинетика э/х коррозии 6. Поляризация электродных процессов. Пассивность металлов Сдвиг потенциала ΔЕ = Е — Ер при прохождении тока через электрод называется поляризацией электрода. Кинетику электродных процессов э/х коррозии принято изображать в виде поляризационной кривой , представляющей собой графическое изображение зависимости потенциалов электродов от плотности тока. Степень наклона кривой характеризует степень затрудненности протекания электродных процессов.

  Если электрод подключить к отрицательному полюсу источника тока,  то его потенциал Если электрод подключить к отрицательному полюсу источника тока, то его потенциал сдвигается в отрицательную сторону. Подключение электрода к положительному полюсу дает возможность сдвигать потенциал в положительную сторону. Если фиксировать при этом одновременно значения тока и потенциала, то можно получить катодную и анодную поляризационные кривые. Анодный и катодный электродные процессы не прекращаются, а продолжают протекать, препятствуя наступлению полной поляризации, т. е. действуют деполяризующе. Процессы, уменьшающие поляризацию, называются деполяризационными.

  Общая скорость коррозии  будет определяться скоростью лимитирующей стадии либо катодного процесса Общая скорость коррозии будет определяться скоростью лимитирующей стадии либо катодного процесса (катодный контроль), либо анодного процесса (анодный контроль). Иногда на практике имеет место отсутствие одной лимитирующей стадии, когда скорости стадии катодного и анодного процессов соизмеримы.

  Коррозия металлов с лимитирующей катодной реакцией (катодный контроль). Коррозию металлов,  при Коррозия металлов с лимитирующей катодной реакцией (катодный контроль). Коррозию металлов, при которой катодная реакция осуществляется с выделением водорода, называют коррозией металлов с водородной деполяризацией. Коррозия металлов с водородной деполяризацией характеризуется: • большой зависимостью скорости коррозии металла от р. Н раствора; • большой зависимостью коррозионной стойкости сплавов от их природы и содержания в них катодных примесей; • увеличением скорости коррозии во времени, что связано с ростом посторонних примесей на поверхности металла в результате его растворения; • возможностью появления водородной хрупкости металлов.

  Процессы коррозии металлов,  у которых катодная реакция осуществляется с участием растворенного Процессы коррозии металлов, у которых катодная реакция осуществляется с участием растворенного в электролите кислорода, называются коррозией с кислородной деполяризацией. Коррозия металлов с лимитирующей анодной реакцией (анодный контроль). 1) химическая адсорбция анионов на анодных участках поверхности металла; (Ме), Ме + x. A — ↔(Ме. Аx) x- адс 2)электрохимическая реакция, определяющая скорость всего процесса: (Ме. Аx) x- адс ↔ (Ме. Ах) (х- n )- + ne ,

  3) распад комплекса на простые ионы:  (Ме. Ах) (х- n )- 3) распад комплекса на простые ионы: (Ме. Ах) (х- n )- ↔ Me n + + x. A -. Катодные процессы при электрохимической коррозии металлов ионами H + H 2 O + e = H + H 2 O = ½ H 2 O + H 2 O ; Fe 3+ ·m. H 2 O + e = Fe 2+ ·m. H 2 O O 2 + 4 H+ + 4 e = 2 H 2 O нейтральными молекулами O 2 + 4 e + 2 H 2 O = 3 OH — H 2 O 2 + 2 e = 2 OH —

  нерастворимыми пленками Fe 3 O 4 + 2 e + H 2 нерастворимыми пленками Fe 3 O 4 + 2 e + H 2 O = 3 Fe. O + 2 OH — Fe(OH) 3 + e = Fe(OH) 2 + OH — органическими соединениями RO + 2 e + 4 H + = RH 2 + H 2 O Три основных случая анодной поляризации: 1) Концентрационная поляризация -этот вид анодной поляризации вызывается небольшой скоростью диффузии ионов металла в растворе электролита, из-за чего образуется повышенная концентрация ионов в прианодной зоне: на аноде концентрация ионов растет, на катоде концентрация ионов уменьшается.

  2) Перенапряжение ионизации металла. Если протекании анодного процесса Me + e - 2) Перенапряжение ионизации металла. Если протекании анодного процесса Me + e — + n. H 2 O ↔ Me + × n. H 2 O + e — выпад ионов металла в раствор не поспевает за отводом электронов, потенциал металла сдвигается в положительную сторону. 3) Анодная пассивность заключается в образовании пассивности пленок на поверхности металла. Анодный процесс резко тормозится из-за анодной пассивности.

  Причины анодной поляризации ,  т. е.  отставания процесса выхода ионов Причины анодной поляризации , т. е. отставания процесса выхода ионов в электролит от перетока электронов с анодных участков на катодные, следующие: 1. Замедленность анодной реакции коррозии металла, которая определяется соответствующим значением энергии активации этой реакции приводит к возникновению электрохимической поляризации называемой перенапряжением ионизации металла. 2. Замедленность диффузии ионов металла от поверхности в объем раствора приводит к концентрационной поляризации анода, которая сравнительно невелика, кроме случаев очень большой активности ионов металла у поверхности. 3. Очень большая замедленность анодной реакции ионизации металла имеет место при возникновении анодной пассивности.

  Причиной катодной поляризации ,  т. е.  отставание процесса ассимиляции электронов Причиной катодной поляризации , т. е. отставание процесса ассимиляции электронов от поступления на катодные участки электронов, являются: а) замедленность катодной деполяризационной реакции D +nе=[ D ne], которая определяется соответствующим значением энергии активации этой реакции и приводит к возникновению электрохимической поляризации, называемой перенапряжением реакции катодной деполяризации; б) замедленность диффузии деполяризатора из объема электролита к катодной поверхности или продукта катодной деполяризационной реакции в обратном направлении, которая приводит к концентрационной поляризации катода.

  Электрохимическую поляризацию вследствие замедленности катодного деполяризационного процесса называют перенапряжением  водорода, Электрохимическую поляризацию вследствие замедленности катодного деполяризационного процесса называют перенапряжением водорода, абсолютную величину которого обозначают η. Перенапряжением называют превышение потенциала разрядки ионов (η 0 ) над стандартным потенциалом в равновесных условиях. Для водорода зависимость перенапряжения от плотности тока хорошо передается уравнением Тафеля: η = a + blg i i – плотность тока, a , b – константы, зависящие от материала электрода и обработки его поверхности.

  Пассивность металлов Пассивностью металлов  называется состояние относительно высокой коррозионной стойкости, Пассивность металлов Пассивностью металлов называется состояние относительно высокой коррозионной стойкости, вызванное торможением анодного процесса электрохимической коррозии. Наступление пассивного состояния металлов характеризуется следующими явлениями: а) резким уменьшением скорости коррозии металла; б) значительным смещением потенциала металла в положительную сторону. Вещества или процессы, вызывающие в определенных условиях наступление пассивного состояния металлов, называются пассивирующими факторами.

  Пассиваторами являются: 1) окислители, например HNO 3 , Na. NО 3 , Пассиваторами являются: 1) окислители, например HNO 3 , Na. NО 3 , K 2 Cr 2 O 7 , O 2 ; 2) анодная поляризация (т. е. окисление соприкасающейся с электролитом поверхности металла постоянным электрическим током) от внешнего источника постоянного электрического тока. При изменении внешних условий пассивный металл может вновь перейти в активное состояние. Этот процесс называют депассивацией или активацией. Вещества или процессы, нарушающие пассивное состояние металлов иди затрудняющие наступление пассивности, называются депассиваторами или активаторами.

  Депассиваторами являются: 1) восстановители, например H 2 , Na 2 SO 3 Депассиваторами являются: 1) восстановители, например H 2 , Na 2 SO 3 и другие; 2) катодная поляризация (т. е. восстановление соприкасающейся с электролитом поверхности металла постоянным электрическим током) от внешнего источника постоянного тока или при работе пассивного металла в качестве катода в паре с другим металлом, являющимся анодом; 3) некоторые ионы, например Н + , галоидные ионы (Cl – , Br – , I – , SO 4 2– и другие), которые поэтому иногда называют активными ионами; 4) повышение температуры; 5) механическое нарушение пассивной поверхности металла, например царапание, если пассивный металла не находится в пассивирующей среде.

  Теории пассивности металлов Пленочная теория пассивности металлов ведет свою историю от высказанного Теории пассивности металлов Пленочная теория пассивности металлов ведет свою историю от высказанного в 1863 г. Фарадеем предположения согласно которому пассивное состояние обусловливается присутствием на поверхности металлов химически связанного кислорода. Она объясняет пассивное состояние металлов возникновением тончайшей (порядка нескольких десятков или сотен ангстрем), часто невидимой защитной пленки продуктов взаимодействия металлов с окислителями. Чаще всего эта пленка представляет собой оксиды.

  Теории пассивности металлов Адсорбционная теория пассивности основана на защитном действии кислорода, Теории пассивности металлов Адсорбционная теория пассивности основана на защитном действии кислорода, окислителей и других веществ, которые попадая на поверхность металла, образуют мономолекулярный адсорбционный слой. Кислород способствует снижению активности поверхностных атомов металла, насыщая их валентности. Это явление также может быть связано с торможением анодного растворения основного металла. Нарушение пассивности металлов при окислительном воздействии коррозионной среды или при весьма сильной анодной поляризации называется перепассивацией.

  Показатели э/х коррозии металла  Между токовым показателем  коррозии и отрицательным Показатели э/х коррозии металла Между токовым показателем коррозии и отрицательным показателем изменения массы существует зависимость: 10000 A n. FK i m Km — — отрицательный показатель изменения массы; n – валентность иона металла, переходящего в раствор; F — постоянная Фарадея; А – атомная масса металла.

  Объемные показатель э/х коррозии: а) водородный показатель  – объем выделившегося водорода Объемные показатель э/х коррозии: а) водородный показатель – объем выделившегося водорода в процессе коррозии, отнесенный к единице поверхности металла и к единице времени К объем Н- см 3 / (см 2 ·ч); б) кислородный показатель – объем поглощенного кислорода в процессе коррозии металла, отнесенный к единице поверхности и к единице времени Кобъм О 2 см 3 /(см 2 ·ч). Переход от отрицательного показателя изменения массы, токового и объемного показателей к глубинному показателю коррозии возможен в случае равномерной коррозии: Me объем. О Me объем. Н Me Mem. П n АК n АK n i. A КК 6471, 158113, 7 /76,

  Внешние и внутренние факторы э/х коррозии. К внутренним факторам  э/х коррозии Внешние и внутренние факторы э/х коррозии. К внутренним факторам э/х коррозии металлов относят факторы, связанные с природой металла, его структурой, состоянием поверхности и др. Состояние поверхности металла. Тонкая обработка поверхности (шлифовка, полировка), как правило повышает коррозионную стойкость металлов, облегчает образование защитных пленок. Кристаллическая структура металла влияет на скорость адсорбции на поверхности, образование защитных пленок, механизмы протекания анодных и катодных процессов э/х коррозии. В первую очередь растворяются неполные ряды кристаллической решетки Ме. Механические напряжения понижают термодинамическую устойчивость, вызывают пластическую деформацию, разрушают сплошность защитных пленок.

  К внешним факторам  относятся факторы,  связанные с составом коррозионной среды К внешним факторам относятся факторы, связанные с составом коррозионной среды и условиями коррозии: температура, давление скорость движения среды, внешняя поляризация и др. р. Н влияет на скорость э/х коррозии изменяя потенциал катодных деполяризационных реакций, на растворимость продуктов коррозии и возможность образования оксидных пленок. Скорость движения электролита сильно влияет на коррозию металлов в нейтральных электролитах, протекающую с кислородной деполяризацией. Она облегчает диффузию кислорода и часто меняет характер процесса и его контролирующую стадию. При большой скорости воды увеличивается скорость коррозии, вследствие механического разрушения пленки на металле и самого металла.

  Неодинакова температура разных участков металла приводит к возникновению термогальванических пар,  в Неодинакова температура разных участков металла приводит к возникновению термогальванических пар, в которых более нагретый участок обычно является анодом и подвергается усиленной коррозии. Основные причины ускоренного влияния давления : — изменение растворимости газов, участвующих в коррозионном процессе; — облегчение процессов гидролиза растворенных в воде солей; — появление механических напряжений в металле. Температура изменяет скорость диффузии, степень анодной пассивности, растворимость деполяризатора (например, кислорода).