Способы борьбы с коррозией

Чтобы предохранить металл от разрушения применяются разнообразные способы защиты от электрохимической коррозии, но все они имеют одно общее: обеспечение условий, предотвращающих работу микрогальванопар.

1.Лакокрасочные покрытия. Защищают только механически.

2.Гальванические (металлические) покрытия. Покрытия бывают катодными и анодными.

К катодным покрытиям относятся покрытия, потенциалы которых в данной среде имеют более положительное значение, чем потенциал защищаемого металла.

Пример катодного покрытия – железо, покрытое оловом (луженое железо) (рис. 9):

В; = - 0,26 В

(Fe) Fe⁰ – 2ē ® Fe²⁺ (A)

(Sn) O₂­ + 2 H₂O + 4ē ® 4 OH^– (K)

Пример анодного покрытия – железо, покрытое цинком (оцинкованное железо) (рис. 10).

 

В

= - 0,76 В

(Zn) Zn⁰ – 2ē ® Zn²⁺ (A)

(Fe) O₂­ + 2H₂O + 4ē ® 4OH^– (K)

Металлические покрытия, как и лакокрасочные, защищают основу только механически. При нарушении покрытия скорость коррозии увеличивается. Поэтому эксплуатировать можно только в мягких условиях.

 

Рисунок 9. Схематичное изображение коррозионного процесса луженого железа

 

Рисунок 10. Схематичное изображение коррозионного процесса оцинкованного железа

3.Протекторная защита.

Осуществляется присоединением к защищаемой конструкции металла с более отрицательным значением электродного потенциала – протектора. В коррозионной среде металл протектора растворяется, защищая основную конструкцию (рис. 11).

Рисунок 11. Схематичное изображение протекторной защиты

 

4.Применение ингибиторов.

5.Легирование металлов (нержавеющие стали).

Пример 38. Две железные пластинки опустили в пробирки с растворами ZnSO₄ и CuSO₄. В каком случае произойдет реакция?

Дано: Fe – пластина, растворы ZnSO₄ и CuSO₄

Определить: направление протекания реакции.

Решение: Сравним стандартные электродные потенциалы металлов (Приложении 5, таб.1)

E⁰_Fe2+/Fe = -0,44(В) > E⁰_Zn2+/Zn = -0,76 (В) т. е. E⁰_Fe2+/Fe имеет большую алгебраическую величину, то взаимодействие железа с раствором сульфата цинка не произойдет.

E⁰_Fe2+/Fe = -0,44(B)< E⁰_Сu2+/Сu = 0,34 (В) т.е. E⁰_Fe2+/Fe имеет меньшую алгебраическую величину, чем, железо будет реагировать с раствором сульфата меди:

Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄

Электронные уравнения:

Cu⁺² + 2ē = Cu⁰ 2 1 процесс восстановления, окислитель Cu²⁺

 

Fe⁰ – 2ē = Fe⁺² 2 1 процесс окисления, восстановитель Fe⁰

Ответ: реакция протекать, когда железная пластина встутит в кантакт с раствором сульфата меди.

 

Пример 39. Гальванический электролит состоит из металлического цинка, погруженного в 0,1 М раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата свинца. Вычислите ЭДС элемента, напишите уравнения электродных процессов, составьте схему элемента.

Дано: Zn пластина; Pb пластина; С_М(Zn(NO₃)₂) = 0,1 моль/л;

С_М(Pb(NO₃)₂) = 0,02 моль/л.

Вычислить: ЭДС элемента, напишите уравнения электродных процессов, составьте схему элемента.

Решение: По уравнению Нернста рассчитываем электродные потенциалы металлов,

учитывая, что Е⁰ для цинка и свинца соответственно равны –0,76 и –0,13 В:

Е_Zn2+/Zn = -0,76+0,059∙lg 0,1 = –0,79 (В)

Е_{Pb 2+/Pb} = -0,13 +0,059∙lg 0,02 = –0,18 (В)

Е_{Pb 2+/Pb} > Е_Zn2+/Zn, то:

1. На свинцовом электроде будет происходить восстановление:

Рb²⁺+2ē → Рb⁰

(является катодом)

2. На цинковом электроде будет протекать процесс окисления:

Zn⁰→ Zn²⁺+ 2ē

(является анодом)

ЭДС элемента рассчитывается как разность электродных потенциалов катода и анода:

Е = Е_{Pb 2+/Pb} - Е_Zn2+/Zn = -0,18- (-0,79) = 0,61 (В)

Схема гальванического элемента имеет вид:

(-) Zn | Zn(NO₃)₂ || Pb(NO₃)₂ | Pb (+)

Ответ: ЭДС элемента равна 0,61В, схема гальванического элемента будет имеет вид:

(-) Zn | Zn(NO₃)₂ || Pb(NO₃)₂ | Pb (+)

 

Пример 40. Как изменится величина электродного потенциал никеля, если концентрация его ионов в растворе составит 0,001 моль/дм³?

Дано: С_Ni²⁺ = 0,001 (моль/дм³)

Найти: Как изменится величина электродного потенциал никеля?

Решение: По таблице 1 (приложение 6): Е⁰_Ni²⁺/_Ni⁰ = 0,25 (В). Рассчитаем величину электродного потенциал никеля, используя уравнение Нернста:

Тогда Е _Ni²⁺/_Ni⁰ = Е⁰_Ni²⁺/_Ni⁰+ (0,059/2)∙lg 0,001 = −0,25+ (-0,0885) = -0,339 (В), таким образом, при измении концентрации никеля потенциал никеля стал меньше.

Ответ: при измении концентрации никеля потенциал никеля стал меньше. Е _Ni²⁺/_Ni⁰ = -0,339 (В).

 

Пример 41. При электролизе раствора ZnSO₄ на катоде выделилось 0,12 г цинка за 768 с. Какую силу тока необходимо было поддерживать при электролизе, если выход по току составил 90 %?

Дано: раствор ZnSO₄; m(Zn) = 0,12 г; t = 768 с; η = 90%.

Найти: I -?

Решение: Выход по току рассчитываем по уравнению:

η = (m_пр/m_теор) •100 %

m_теор = (m_пр/η)100 = 0,12/0,9 = 0,13 (г).

Из уравнения 1 закона электролиза m(Zn) = М_э(Zn)•I•t/F находим силу тока:

I = m(Zn)• F/ М_э(Zn)• t=0,12•96500/32,5•768 = 0,523 (A).

Ответ: необходимо было поддерживать при электролизераствора ZnSO₄ силу тока равную 0,523 А.

Пример 42. Будут ли, и в какой последовательности, восстанавливаться на катоде одновременно присутствующие в растворе (в равных концентрациях) ионы А1³⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Au³⁺ и Mg²⁺? Напряжение достаточно для выделения любого металла.

Дано: ионы А1³⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Au³⁺ и Mg²⁺ одновременно присутствующие в растворе.

Определить: возможность и порядок восстановления на катоде указанных ионов, одновременно присутствующих в растворе -?

Решение: На катоде сначала восстанавливаются катионы, имеющие большее значение электродного потенциала (приложение 6, табл. 1). Поэтому, в первую очередь, на катоде будут восстанавливаться ионы Au³⁺ (+1,498 В), далее Sn²⁺ (–0,136 В) и, наконец, Ni²⁺ (–0,250 В). Ионы А1³⁺ (–1,662 В) и Mg²⁺ (–2,363 В), имеющие значения электродного потенциала значительно отрицательнее потенциала восстановления ионов Н⁺ из воды (–0,41 В), при электролизе водных растворов не восстанавливаются на катоде. При электролизе их солей протекает восстановление молекул воды: 2Н₂О + 2ē = Н₂ + 2ОН^–.

 

Пример 43. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворах? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Дано: Zn, Cd.

Составьте: электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Решение: Е⁰_Zn2+/Zn = –0,763 В, Е⁰_{Cd/ Cd}²⁺ = –0,403 В, так как Е⁰_Zn2+/Zn < Е⁰_{Cd/ Cd}²⁺, поэтому Zn является анодом, а Cd катодом:

анодный процесс: │Zn⁰ – 2ē = Zn²⁺

катодный процесс:

в кислой среде │2Н⁺ + 2ē = Н₂­

в нейтральной среде │О₂­ + Н₂О + 2ē = 2OH^–

 

Так как ионы Zn²⁺ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(OH)₂.

Ответ: так как Е⁰_Zn2+/Zn < Е⁰_{Cd/ Cd}²⁺, поэтому Zn является анодом, а Cd катодом. В нейтральной среде ионы Zn²⁺ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, продуктом коррозии будет Zn(OH)₂.

 

Пример 44. Как происходит электрохимическая коррозия железа в кислой среде – в воздухе, содержащем сернистый газ SO₂.

Дано: Fe, воздух, содержащий сернистый газ SO₂.

Составьте: электронные уравнения анодного и катодного процессов.

Решение: На поверхности железа в данном случае образуется пленка сернистой кислоты вследствие взаимодействия сернистого газа с парами воды:

SO₂ +Н₂О = Н₂ SO₃.

Записываем схему микрогальванопар, работа которых в рассматриваемых условиях будет приводить к коррозии железа:

А – Fe| Н₂ SO₃| катодный участок + К

Записываем уравнение электродных процессов, протекающих при работе таких микрогальванопар:

А: Fe = Fe²⁺+2ē − окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: 2Н⁺ + 2 ē = Н₂ − восстановление ионов Н⁺ на катодных участках.

Fe + 2Н⁺ = Fe²⁺+Н₂ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

 

Пример 45. Как происходит атмосферная коррозия железа.

Дано: Fe.

Составьте: электронные уравнения анодного и катодного процессов.

Решение: Атмосферная коррозия – это электрохимическая коррозия металлов, протекающая в нейтральной среде. Коррозия железа в данных условиях происходит вследствие работы микрогальванопар: А − Fe| O₂ , Н₂О | катодный участок + К. процессы, протекающие при работе таких микрогальванопар, выражаются следующими уравнениями:

А: Fe = Fe²⁺+2е^- − окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ = 4ОН‾ − восстановление на катодных участках

2 Fe + О₂ + 2 Н₂О = 2 Fe²⁺+4ОН‾ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

 

Комплексная задача № 8

В гальваническом цехе завода «Точприбор» происходит нанесение металлических покрытий металлом У на детали машин, сделанных из металла Х.

Определить (используя приложение 6, табл.1.):

1.ЭДС концентрационного гальванического элемента, электродами которого являются металлы Х (столбец 2) и У (столбец 3) (электроды погружены в растворы своих солей), а концентрация растворимых солей Х и У составляют значения согласно варианту задания (столбец 6, 7).

2.В процессе электролитического нанесения покрытия детали из металла Х, на её поверхности осаждается (m, г) металла У. Вычислить массу металла У, если электролитический процесс протекает при силе тока, равной I, А (столбец 5), в течение t секунд (столбец 4).

3.Тип защитного покрытия.

Таблица 21

Варианты заданий

№ п/п	металл	Условия	№ п/п	металл	Условия
Х	У	t, с	I, А	, моль/л	, моль/л	Х	У	t, с	I, А	, моль/л	, моль/л
1.	Fe	Cu		0,5	0,100	0,650	21.	Mg	Co		0,2	0,130	0,650
2.	Zn	Fe		0,6	0,150	0,700	22.	Sc	Ni		0,3	0,135	0,700
3.	Mg	Zn		0,7	0,200	0,750	23.	Pb	Ag		0,4	0,145	0,750
4.	Cu	Pb		0,8	0,250	0,800	24.	Cu	Zn		1,1	0,155	0,800
5.	Mg	Sn		0,9	0,300	0,850	25.	Zr	Fe		1,2	0,165	0,850
6.	Ni	Cd		1,0	0,350	0,900	26.	Co	Mn		1,3	0,175	0,900
7.	Sn	Ag		1,1	0,400	0,950	27.	Zn	W		1,4	0,185	0,950
8.	Cr	Ni		1,2	0,450	0,110	28.	Fe	Cd		1,5	0,195	0,110
9.	Cr	Mn		1,3	0,500	0,120	29.	Ag	Cu		1,6	0,100	0,120
10.	Ni	Au		1,4	0,550	0,650	30.	Fe	Ti		1,7	0,150	0,650
11.	Ag	Pt		1,5	0,600	0,700	31.	Ni	Pb		1,8	0,200	0,700
12.	Co	Ni		1,6	0,650	0,750	32.	Co	Pt		1,9	0,250	0,750
13.	Cu	Ag		1,7	0,700	0,080	33.	Sc	Fe		2,0	0,300	0,800
14.	V	Fe		1,8	0,750	0,050	34.	Fe	Au		2,1	0,350	0,850
15.	Fe	Pd		1,9	0,800	0,090	35.	Zn	Cr		2,2	0,400	0,900
16.	Ag	Au		2,0	0,850	0,003	36.	Mg	Pb		2,3	0,450	0,950
17.	Fe	Pt		2,1	0,900	0,110	37.	Cu	Ni		2,4	0,500	0,110
18.	Fe	Ni		2,2	0,950	0,120	38.	Mg	Cu		2,5	0,550	0,120

Окончание таблицы 21

19.	Pb	Sn		2,3	0,110	0,350	39.	Co	Cr		2,6	0,600	0,350
20.	Ag	Cr		2,4	0,120	0,400	40.	Sn	Zn		2,7	0,650	0,400

 

ТЕМА 7. ХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ:

ТЕРМОДИНАМИКА И КИНЕТИКА