- •1 Теоретические аспекты электрохимических процессов
- •1.1 Какие процессы называются электрохимическими?
- •1.2 В чем заключается сущность механизма образования электродного потенциала?
- •1.3 Электродный потенциал. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электродных потенциалов
- •1.4 Расчет электродного потенциала. Уравнение Нернста
- •1.5. Устройство металлического, газового, окислительно-восстановительного электродов
- •1.6 Гальванический элемент, как химический источник электрической энергии. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •1.7 Устройство и работа медно-цинкового и марганцево-цинкового гальванических элементов
- •1.8 Устройство и работа свинцового серно-кислотного аккумулятора
- •1.9 Сущность электролиза. Электролиз расплавов и водных растворов веществ
- •1.10 Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент. Число Фарадея
- •1.11 Последовательность восстановления частиц на катоде и окисления на аноде
- •1.12 Потенциал разложения. Явления поляризации электродов. Перенапряжение водорода
- •1.13 Электрохимическая коррозия металлов. Причины образования коррозионных гальванических пар
- •1.14 Способы защиты от коррозии
- •2 Ряд стандартных электродных потенциалов. Гальванические элементы. Электрохимическая коррозия металлов
- •2.1. Стандартные электродные потенциалы
- •2.2. Вычисление электродных потенциалов металлических электродов
- •2.3. Электроды и электродные процессы в гальваническом элементе
- •2.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •2.5. Электрохимическая коррозия металлов
- •3 Электролиз расплавов и водных растворов электролитов.
- •3.1 Задачи на тему «Электролиз расплавов и водных растворов электролитов»
- •3.2 Примеры решения задач на тему «Электролиз расплавов и водных растворов электролитов»
- •Список рекомендуемой литературы
- •Оглавление
2.5. Электрохимическая коррозия металлов
Задача 2.5: В производственной конструкции имеются детали из разных металлов (см. табл. 6). В контакте с какими металлами основной металл конструкции корродирует интенсивнее? Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при работе коррозионных микрогальванических пар, и суммарные уравнения коррозионных процессов с учетом характера среды.
Таблица 6 – Варианты заданий
|
|
Основной металл конструкции |
Металлы, контактирующие с основным |
Среда |
|
a |
Железо |
Zn или Cu |
Раствор HCl |
|
b |
Цинк |
Al или Sn |
Раствор NaCl |
|
c |
Медь |
Mg или Cr |
Раствор H2SO4 |
|
d |
Железо |
Cu или Ag |
Морская вода |
|
e |
Олово |
Pb или Mn |
Раствор CH3COOH |
|
f |
Цинк |
Al или Cu |
Воздушная (O2 + 2H2O) |
|
g |
Железо |
Mg или Ni |
Морская вода |
|
h |
Никель |
Cu или Zn |
Раствор H2SO4 |
|
i |
Свинец |
Ag или Cu |
Раствор CH3COOH |
|
j |
Железо |
Cr или Zn |
Воздушная (O2 + 2H2O) |
|
k |
Медь |
Fe или Ni |
Раствор HCl |
|
l |
Железо |
Mg или Pb |
Раствор NaCl |
|
m |
Алюминий |
Zn или Fe |
Воздушная (O2 + 2H2O) |
|
n |
Железо |
Al или Pb |
Водная |
|
o |
Железо |
Zn или Cu |
Раствор NaOH |
Для решения данной задачи воспользуйтесь рядом СЭП.
Пример решения задачи:
В конструкции из железа имеются медные детали. Какие коррозионные процессы протекают в атмосферных условиях (О2, Н2О) и в водной среде (кислой, нейтральной)?
При контакте разных металлов Fe/Cu возникает разность электродных потенциалов; в присутствии окислителя и электролита начинается процесс электрохимической коррозии.
В коррозионной гальванической паре железо (φ0 = -0.44 В) является анодом, оно окисляется, а медь (φ0 = +0.34 В) является катодом; на меди происходит восстановление окислителя, содержащегося в окружающей среде. Окислитель при этом часто называют деполяризатором. Записываем схемы коррозионных гальванических элементов и электродные процессы.
1) В атмосферных условиях:
A (-): Fe/ O2, H2O /Cu :(+) K
Анод: Fe – 2e = Fe2+ (окисление)
Катод: O2 + 2H2O + 4e = 4OH- (восстановление)
Окислению всегда подвергается более активный металл. На поверхности меди – менее активного металла происходит кислородная деполяризация, т.е. восстановление кислорода в присутствии воды с образованием ОН--групп.
Молекулярное уравнение коррозии:
2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2
В местах контакта железных и медных деталей образуется Fe(OH)2, последний окисляется кислородом воздуха до Fe(OH)3.
4Fe(OH)2 + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3
На воздухе Fe(OH)3 может частично или полностью дегидратироваться с образованием FeOOH и затем Fe2O3.
2) В водном растворе кислоты (рН < 7):
A (-): Fe/ H2SO4 /Cu :(+) K
Анод: Fe – 2e = Fe2+ (окисление)
Катод: 2H+ + 2e = H2 (восстановление)
На поверхности меди (катоде) происходит восстановление ионов водорода, т.е. водородная деполяризация.
Молекулярное уравнение коррозии:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Продуктом коррозии является растворимая соль FeSO4.
3) В водном нейтральном растворе (рН = 7), не содержащем растворенного кислорода, на катоде (меди) восстанавливаются молекулы воды:
2H2O + 2e = H2 + 2OH-
Молекулярное уравнение коррозии:
Fe + 2H2O = Fe(OH)2 + H2