Kỹ thuật chống ăn mòn trong công nghệ lọc hoá dầu

Kỹ thuật chống ăn mòn trong công nghệ lọc hoá dầu

Giảng viên:
TS. HUỲNH QUYỀN
Thực hiện: TRIỆU QUANG TIẾN
PHAN THỊ DẠ THẢO

Mar 29th, 2011


Nội dung chính
1- Hiện tượng điện phân
1.1- Hiện tượng điện phân
1.2- Điện thế phân hủy
1.3- Sự phân cực hoá học
1.4- Sự phân cực nồng độ

2- Quá thế
2.1- Quá thế
2.2- Quá thế hydro


• Trạng thái cân bằng của các quá trình trong dung dịch
điện ly với sự tham gia của các ion và các quá trình trên
điện cực không phụ thuộc và thời gian  sử dụng các
quy luật nhiệt động học.
• Quá trình có dòng điện chạy qua không phải là quá
trình cân bằng và các hiện tượng diễn ra có liên quan tới
sự có mặt của dòng điện là phụ thuộc vào thời gian.
• Quá trình điện cực được xem xét trong mối quan hệ phụ
thuộc vào cường độ dòng điện  ĐỘNG HỌC ĐIỆN

HOÁ


• Dòng điện có thể xuất hiện do:
 Đóng mạch nguyên tố ganvani (tạo thành từ các điện
cực và dung dịch điện ly)
 Tạo ra sự khác biệt điện thế từ bên ngoài đối với hệ:
các điện cực và dung dịch điện ly. Hiện tượng diễn ra
trên bề mặt điện cực được gọi là sự điện phân.



1.1-- Hiện tượng điện phân
1.1
• Ví dụ: điện phân dung dịch H2SO4 với điện cực Pt trơn
Ở catod:

4H3O+ +4e = 4H2O + 2H2

Ở anod:

6H2O – 4e = 4H3O+ + O2

• Phản ứng tổng cộng:
6H2O + 4H3O+ = 4H2O + 4H3O+ + O2+ 2H2
hay

2H2O = 2H2 + O2

 Chỉ là điện phân nước

1.1-- Hiện tượng điện phân
1.1
• Theo quan điểm nhiệt động học thì phản ứng điện phân
nước có: ΔGº298 = -2ΔGº298(H2O) = -(-56 690) cal,
ΔGº298 > 0  phản ứng không tự xảy ra
 Điện phân là quá trình biến đổi hoá học xảy ra do tác
dụng của dòng điện, ngược lại hiện tượng đó là quá trình
làm việc của pin.
Dòng điện
(điện năng)

Điện phân
Pin

Phản ứng hoá học
(hoá năng)


1.2-- Điện thế phân huỷ
1.2


1.2-- Điện thế phân huỷ
1.2
• Trong phản ứng điện phân nước, khí H2 và O2 chỉ bắt đầu
thoát ra từ một điện thế xác định, gọi là điện thế phân
huỷ Ef
 Sự khác biệt nhỏ nhất của các điện thế cần thiết tạo ra

giữa hai điện cực để sự điện phân bắt đầu được gọi là
điện thế phân huỷ của chất điện ly. Nó chính là tổng điện
thế phóng điện của các ion trên các điện cực.


1.2-- Điện thế phân huỷ
1.2
• Nếu khi điện phân trên các điện cực chất rắn hay dung
dịch lỏng được tạo ra và đặc biệt là khi tạo thành các loại
khí, điện thế phân huỷ phụ thuộc vào các dạng và kích
thước của điện cực, đặc trưng của bề mặt điện cực, các
điều kiện tách khí ra và nhiều đặc trưng khác
 Ef không có thể là như nhau đối với 1 chất điện ly trong
các điều kiện khác nhau.


1.3-- Sự phân cực hoá học
1.3
• Xét lại hiện tượng điện phân dung dịch H2SO4 với điện
cực Pt trơn. Khi E < Ef thì I ≈ 0 và không thấy các khí H2
và O2
• Khi đóng khoá K, có dòng điện qua, dù nhỏ vẫn xảy ra
phản ứng ở điện cực tạo H2 và O2 trên catod và anod , tạo
pin:
- Pt, H2 | H2SO4 aq | O2 , Pt +
• Pin tạo thành sẽ chống lại điện thế E bên ngoài  Sự
phân cực.


1.3-- Sự phân cực hoá học

1.3
• Sức điện động của pin là sức điện động phân cực Ep
• Điện thế của từng điện cực gọi là thế phân cực φp (có φpc
và φpa )
• Khi E tăng thì Ep cũng tăng theo.
• Trên anod:

• Trên catod:


1.3-- Sự phân cực hoá học
1.3
• Trong thực tế, điện phân các dung dịch acid chứa oxy và
base trong nước diễn ra các quá trình điện phân cơ bản:
• Ở catod, trong điện phân nước nếu với pH môi trường
khác nhau, thì trong
acid: 2H3O+ + 2e → 2H2O + H2
base: 2H2O + 2e → 2OH- + H2
• Ở anod với môi trường tương ứng:
acid: 2OH- - 4e → 2H2O + O2
base: 6H2O - 4e → 4H3O+ + O2


1.4-- Sự phân cực nồng độ
1.4
• Sự phân cực nồng độ do sự chuyển động có hướng của
các điện tích, ion dưới tác dụng của điện trường (chống
lại sự tạo thành pin điện)
• Sự phân cực nồng độ làm giảm nồng độ của các ion
tham gia phóng điện gần bề mặt điện cực trong quá trình

điện phân.
• Sự xuất hiện sức điện động phân cực làm tăng tiêu hao
điện năng  khử hay giảm phân cực nồng độ là vấn đề
quan trọng trong thực tế
• Phân cực nồng độ cũng làm giảm sức điện động của các
nguồn điện hoá.



2.1-- Quá thế
2.1
• Sự chênh lệch giữ điện thế phân huỷ Ef và sức điện động
phân cực do sự phân cực hoá học tạo thành trong pin hay
tổng các điện thế cân bằng trên các điện cực (không xét
đến phân cực nồng độ), được gọi là quá điện thế hay quá
thế η

Trong đó:

ηact là quá thế hoạt hoá (activation overpotential)
ηconc là quá thế nồng độ (concentration overpotential )
iR là sự giảm thế Ohm


2.1-- Quá thế
2.1
• Quá thế trên các điện cực phụ thuộc và bản chất của điện
cực, mật độ dòng điện, thành phần của dung dịch và các
yếu tố khác.
• Điện thế áp vào hai điện cực của bình điện phân ngoài

việc để chống lại sức điện động phân cực và quá thế, còn
để khắc phục sự giảm thế Ohm do điện trở của dung dịch
gây ra.


2.1-- Quá thế
2.1
• Nếu quá trình khuếch tán nhanh thì nồng độ các cấu tử
xem như bỏ qua, lúc đó tốc độ của quá trình catod và
anod biểu diễn như sau:


2.1-- Quá thế
2.1
• Và được biểu diễn trên đồ thị i - η


2.1-- Quá thế
2.1


2.1-- Quá thế
2.1
• Quá thế lớn: trên đồ thị nếu quá thế dương lớn thì có thể
bỏ qua phản ứng catod riêng phần, nếu quá thế âm lớn có
thể bỏ qua phản ứng anod riêng phần


2.1-- Quá thế
2.1

• Phương trình quan hệ quá thế hydro với mật độ dòng điện
qua dung dịch (tốc độ quá trình điện hoá) – phương trình
Tafel
η = a + b lgi
trong đó:

η – quá thế (volt);
i – mật độ dòng điện

a và b – hằng số;

a – giá trị các quá thế trên các kim loại khác nhau khi mật độ dòng
điện bằng 1 amp/cm2; phụ thuộc vào vật liệu của điện cực
b – ít phụ thuộc vào vật liệu điện cực, và là đặc trưng cho chính quá
trình điện hoá.


2.1-- Quá thế
2.1
• Giá trị hằng số a và b của phương trình Tafel đối với phản
ứng catod thoát H2 trên các kim loại khác nhau ở 25ºC


2.1-- Quá thế
2.1
• Quá thế hydro ở 25ºC trên các kim loại khác nhau


2.2-- Thuyết quá thế hydro
2.2

• Sự phóng điện của ion H3O+ (dẫn đến tách hydro phân tử
ra) diễn ra các giai đoạn nối tiếp:
1- Giai đoạn khuếch tán: quá trình điện hoá diễn ra trên
điện cực nên cần chuyển nhanh H3O+ đến bề mặt điện cực
nhờ sự khuếch tán
2- Giai đoạn khử nước: trong ion H3O+ proton gắn chặt
với phân tử nước, sự phóng điện trực tiếp của ion H3O+ là
không có khả năng nên phải tách nước:
H3O+ → H+ + H2O