Тема 8. Коррозия металлов и способы защиты от неё

Литература: [1] c. 310-336; [2] с. 554-560

Теоретические основы

Коррозией называется самопроизвольное разрушением металлов и сплавов под действием окружающей среды. Характер и скорость коррозии определяется природой металла, составом среды, а также наличием примесей в металле и структурой его поверхности. В зависимости от природы среды, в которой находится металл, коррозию условно делят на два вида - химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия протекает в среде неэлектролита, т.е. в сухих газах и парах при высокой температуре, когда невозможна конденсация влаги на поверхности металла (газовая коррозия), или в жидком неэлектролите (например, нефтепродукты, в которых присутствуют хлор- или серосодержащие вещества).

Электрохимическая коррозия происходит в средах, проводящих электрический ток - в растворах электролитов, во влажной атмосфере, в почве и т.п. Согласно теории микрогальванических элементов электрохимическая коррозия объясняется тем, что на отдельных участках металлической поверхности возникают разные по величине электродные потенциалы. Причиной этого является неоднородность поверхности: металлические и неметаллические примеси, оксидные и солевые плёнки, загрязнения, контакт разных металлов и т.д.

При контакте двух разных металлов или при наличии металлической примеси катодом является менее активный металл, у которого больше электродный потенциал. Более активный металл, поляризуясь анодно, окисляется и подвергается разрушению:

Ме^о - n = Meⁿ⁺.

Катодный процесс при электрохимической коррозии, называемый деполяризацией, представляет собой восстановление окислителя, содержащегося в электролите.

В кислой среде это преимущественно катионы водорода:

2Н⁺ + 2 = Н₂ (водородная деполяризация).

В нейтральной и щелочной среде идёт восстановление растворённого кислорода:

О₂ + 2Н₂О + 4 = 4ОН^- (кислородная деполяризация).

Пример.Написать уравнения процессов, происходящих при коррозии железа, содержащего примеси меди, в разбавленной соляной кислоте.

Ответ. В местах контакта железа с включениями меди в растворе соляной кислоты образуются микрогальванические элементы, которые можно представить схемой:

(-)Fe HCl Cu(+). Исходя из положения металлов в ряду напряжений, заключаем, что железо более активно (j ^о_Fe = - 0.44 В) и в образующейся гальванопаре является анодом, а менее активная медь (j ^о_Cu = + 0.34 В) - катодом. Поэтому железо окисляется, а на катоде происходит восстановление ионов водорода:

А: Fе^о - 2 = Fe²⁺

K(Cu): 2Не⁺ + 2 = Н₂­

Суммарное уравнение: Fe + 2HCl ¾® FeCl₂ + H₂­. Коррозии подвергается железо.

Для предупреждения коррозии и защиты от неё используются разнообразные методы: электрохимическая защита, применение химически стойких сплавов, обработка коррозионной среды, металлические и неметаллические покрытия, обработка поверхности металла. Материалами для металлических защитных покрытий могут быть как чистые металлы (Zn, Cd, Al, Ni, Cu, Cr, Ag и др.), так и их сплавы (бронза, латунь и др.). По характеру поведения металлических покрытий при коррозии их подразделяют на катодные и анодные.

Катодными называются покрытия, в которых металл покрытия менее активен, т.е. имеет более положительное значение стандартного электродного потенциала, чем защищаемый металл. Катодные покрытия на стали образуют медь, никель, олово и др. В случае механического повреждения такого покрытия возникает гальваническая пара, в которой анодом является железо, а катодом - металл покрытия. Например, коррозия лужёного (покрытого оловом) железа при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе описывается следующими уравнениями электродных процессов:

А: Fе^о - 2 = Fe²⁺

K(Sn): О₂ + 2Н₂О + 4 = 4ОН^-

Суммарное уравнение: 2Fe + 2Н₂О + О₂ ® 2Fe(OH)₂

4Fe(OH)₂ + 2Н₂О + О₂ ® 4Fe(OH)₃

Т.о., железо окисляется и разрушается.

Анодные покрытия образуют металлы, обладающие более отрицательными электродными потенциалами, чем защищаемый металл, например покрытие железа цинком. При механическом повреждении цинкового покрытия возникает гальваническая пара, в которой железо служит катодом, а цинк - анодом, т.е. цинк окисляется, а железо остаётся защищённым до тех пор, пока не разрушится весь материал покрытия.

Уравнения электродных процессов, происходящих при коррозии оцинкованного железа во влажном воздухе, имеют вид:

А: Zn^о - 2 = Zn²⁺

K(Fe):О₂ + 2Н₂О + 4 = 4ОН^-

Суммарное уравнение: 2Zn + 2Н₂О + О₂ ® 2Zn(OH)₂

Задачи 141 - 160

141. Кобальт и медь находятся в контакте в соляной кислоте. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

142. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии кадмия, покрытого слоем серебра, при нарушении покрытия. Какие продукты при этом образуются?

143. Цинк и серебро находятся в контакте в соляной кислоте. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

144. Хром находится в контакте с медью в разбавленной соляной кислоте. Какой металл будет коррозировать? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

145. Напишите уравнения электродных процессов, происходящих при коррозии сплава железа и меди во влажном воздухе.

146. Никель и цинк находятся в контакте в разбавленной соляной кислоте. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

147. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако, если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов.

148. Магний и олово находятся в контакте во влажном воздухе. Какой металл будет коррозировать и почему? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

149. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии хромированного железа в случае нарушения покрытия во влажном воздухе. Какие продукты при этом образуются?

150. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов контактной коррозии никеля и серебра в среде соляной кислоты. Какие продукты при этом образуются?

151. Как происходит атмосферная коррозия лужёной меди при нарушении покрытия? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

152. Медное изделие покрыто никелем. Какое это покрытие - катодное или анодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе. Какие продукты при этом образуются?

153. Напишите уравнения электродных процессов, происходящих при коррозии сплава цинка и магния во влажном воздухе.

154. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, при нарушении покрытия? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

155. Железное изделие покрыто кадмием. Какое это покрытие - катодное или анодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия в соляной кислоте. Какие продукты при этом образуются?

156. Никель и магний находятся в контакте во влажном воздухе. Какой металл будет коррозировать и почему? Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

157. Серебро и олово находятся в контакте во влажном воздухе. Напишите уравнения катодного и анодного процессов и состав продуктов коррозии.

158. Железное изделие покрыто свинцом. Какое это покрытие - катодное или анодное? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе. Какие продукты коррозии образуются?

159. В чём заключается сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в морской воде. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

160. Железные пластинки, одна из которых покрыта оловом, другая - цинком, находятся во влажном воздухе. На какой из них быстрее образуется ржавчина в случае нарушения покрытия? Составьте уравнение анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии?

Тема 9. Электролиз

Теоретические основы

Электролизом называется совокупность окислительно-восстановительных процессов, протекающих на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электрод, на котором происходит восстановление, является катодом; он заряжен положительно. На положительно заряженном аноде протекает окисление. При электролизе химическая реакция осуществляется за счёт энергии электрического тока, подводимой извне.

Протекание электролиза существенно зависит от материала анода. Электролиз может проводиться с применением нерастворимых (инертных) или растворимых (активных) анодов. Нерастворимым анодом называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза (графит, уголь, платина, иридий). Растворимым называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза; растворимые аноды при электролизе разрушаются.

При рассмотрении электролиза водных растворов электролитов необходимо учитывать возможность электрохимического окисления или восстановления воды.

Природа электрохимических процессов, протекающих на электродах при электролизе, зависит от относительных значений их электродных потенциалов. Из нескольких возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого требует минимальной затраты энергии. Так, на катоде в первую очередь восстанавливается тот ион, который имеет наибольшее значение электродного потенциала. На аноде окисляется та частица, которая имеет наименьший потенциал.

В связи с этим все металлы, в зависимости от поведения при электролизе водных растворов, можно разделить на три группы. В первую входят активные металлы, находящиеся в начале ряда напряжений до титана включительно (j^о = - 1,63 В). При электролизе водных растворов их солей на катоде будет восстанавливаться вода, а не катионы металла:

2Н₂О + 2е^- ® Н₂ + 2ОН ^–

Вторую группу составляют металлы, находящиеся в ряду напряжений, начиная от олова (j^о ³ - 0,136 В).

При электролизе водных растворов их солей на катоде восстанавливаются только катионы металла:

Меⁿ⁺ + nе^- ® Me^o

Если же катионом электролита является металл средней части ряда напряжений (от марганца до никеля включительно), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза, возможно восстановление как воды, так и катионов металла.

При рассмотрении анодных процессов следует в первую очередь учитывать материал анода. В случае электролиза с инертным анодом характер процесса определяется составом электролита. Так, анионы кислородсодержащих кислот с центральным атомом в высшей степени окисления (SO₄^2- , PO₄^3-, NO₃^-), а также анион F^- не разряжается на аноде. Вместо этого идет окисление воды:

2Н₂О - 4е^- ® О₂ + 4Н ⁺

При электролизе растворов солей бескислородных кислот разряжаются анионы J, Cl, Br, S (кроме F ), а не воды:

Х ^n- - nе^- ® Х^o

2Сl ^- - 2е^- ® Cl₂

При электролизе c активным анодом, как правило, идёт окисление материала анода:

Me^o - nе^- ® Меⁿ⁺

Количественно процессы электролиза описываются законами Фарадея, которые в обобщенном виде математически выражаются следующим образом:

, где

m - масса вещества, выделившегося на электроде, г;

ХЭ - химический эквивалент этого вещества, г/моль;

t - продолжительность электролиза, с;

F - постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль.

Пример: Определить, какие вещества и в каких количествах выделяются на инертных электродах при электролизе водного раствора хлорида меди (II), если время электролиза 1 час, сила тока 1 А.

В растворе хлорид меди (П) диссоциирует на ионы:

CuCl₂ ® Cu ²⁺ + 2Cl^-

Значение стандартного электродного потенциала меди более положительно, чем значение потенциала восстановления воды, поэтому на катоде будут восстанавливаться ионы меди: К) Cu ²⁺ + 2е^- ® Cu ^o.

На аноде будет протекать окисление хлорид-ионов и выделение хлора: А) 2Сl ^- - 2е^- ® Cl₂.

Суммарное уравнение процесса: CuCl₂ Сu + Cl₂.

Количества вещества, выделившихся на электродах, рассчитываются по формуле объединенного закона Фарадея:

= .

= .

Для определения объёма выделившегося хлора V используем следствие из закона Авогадро, согласно которому при нормальных условиях 1 моль газа занимает объём 22,4 л.

= .

Задачи 161 - 180

Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе водного раствора электролита. Электроды инертны. Вычислите массу веществ (для газов – объем), выделяющихся на электродах. Данные, необходимые для решения задач, приведены в табл. 7.

Таблица 7

• ⇐ Назад
• 1
• 2
• 3
• 4
• 5
• 678
• Далее ⇒