Как составить уравнение процессов электрохимической коррозии

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

См. также № 13/2006, с. 19

Цели. Сформировать представления о коррозии с точки зрения окислительно-восстановительных процессов; показать значение коррозии для народного хозяйства; продолжить формирование у учащихся умений устанавливать причинно-следственные связи между строением и свойствами металлов.

Оборудование. Железные гвозди из поставленных ранее опытов по их коррозии в водопроводной воде и «морской» воде (гвоздь без контакта с другим металлом и гвозди в контакте с медью и цинком). (Эксперимент мог быть домашним заданием.)

Коррозия вызывается окислительно-восстановительными реакциями, в которых металл в результате взаимодействия с каким-либо веществом из своего окружения превращается в нежелательное соединение. Одним из наиболее известных коррозионных процессов является ржавление железа. 20% железа, производимого ежегодно в США, идет на замену железных изделий, пришедших в негодность из-за ржавления.

Различают несколько видов коррозии.

А. По площади и характеру поражения: сплошная, точечная, язвенная, межкристаллическая.

Б. По природе агрессивных сред: воздушная, почвенная, морская, биологическая (вызванная водорослями, моллюсками, плесенью), коррозия в смазке, газовая.

В. По механизму возникновения: химическая, электрохимическая, электрическая (под действием блуждающих токов).

Химическая коррозия

При химической коррозии идет окисление металла без возникновения цепи электрического тока:

Для поверхности алюминия этот процесс благоприятен, т.к. оксидная пленка плотно прилегает к поверхности металла и нет дальнейшего допуска кислорода к металлу.

Почему не рекомендуют варить овощи в алюминиевой посуде? (Кислая среда растворяет оксидную пленку, и алюминий в виде солей поступает в организм человека.)

Оксидная пленка железа очень рыхлая (вспомните какой-либо ржавый предмет – как только вы берете его в руки, остаются следы ржавчины) и не прилегает плотно к поверхности металла, поэтому кислород проникает все дальше и дальше, коррозия идет до полного разрушения предмета.

Электрохимическая коррозия одного металла

При электрохимической коррозии возникает электрическая цепь. При этом могут быть случаи коррозии как одного металла, так и металлов в контакте. Для возникновения электрохимической коррозии нужно наличие кислорода и воды.

Рассмотрим случай, когда контакта металлов нет, причем металл (железо) находится в воздухе.

Некоторые участки поверхности железа служат анодом, на котором происходит его окисление
(E° – стандартный электродный потенциал):

Fe (тв.) = Fe 2+ (водн.) + 2e, E °_окисл = 0,44 B.

Образующиеся при этом электроны перемещаются по металлу к другим участкам поверхности, которые играют роль катода. На них происходит восстановление кислорода:

Этот процесс иллюстрируется на рис. 1.

Рис. 1.
Схема электрохимической коррозии железа
без контакта с другими металлами

В восстановлении кислорода участвуют ионы Н + . Если концентрация Н + понижается (при повышении рН), восстановление О₂ затрудняется. Замечено, что железо, находящееся в контакте с раствором, рН которого выше 9–10, не корродирует.

В процессе коррозии образующиеся на аноде ионы Fe 2+ окисляются до Fe 3+ :

Поскольку роль катода обычно играет та часть поверхности, которая лучше всего обеспечена притоком кислорода, ржавчина чаще всего появляется именно на этих участках. Если вы внимательно осмотрите лопату, простоявшую некоторое время на открытом воздухе с налипшей на лезвии грязью, то заметите, что под грязью на поверхности металла образовались углубления, а ржавчина появилась повсюду, куда мог проникнуть О₂.

С усилением коррозии в присутствии солей часто сталкиваются автомобилисты в тех местностях, где в зимнее время для борьбы с гололедицей дороги обильно посыпают солью. Влияние солей объясняется тем, что образуемые ионы создают электролит, необходимый для возникновения замкнутой электрической цепи.

Наличие анодного и катодного участков на поверхности железа приводит к созданию на ней двух неодинаковых химических окружений. Они могут возникнуть вследствие присутствия примесей или дефектов в кристаллической решетке (по-видимому, обусловленных напряжением внутри металла). В местах, где есть примеси или дефекты, микроскопическое окружение конкретного атома железа может вызвать некоторое увеличение или уменьшение его степени окисления по сравнению с «нормальными» атомами в кристаллической решетке. Поэтому такие места способны играть роль анодов или катодов. Сверхчистое железо, в котором количество подобных дефектов сведено к минимуму, намного меньше корродирует по сравнению с обычным железом.

Кутубская колонна
в Индии

Классический пример – знаменитая Кутубская колонна в Индии близ Дели, которая уже почти полторы тысячи лет стоит и не разрушается, несмотря на жаркий и влажный климат. Сделана она из железа, в котором почти нет примесей. Как удалось древним металлургам получить такой чистый металл, до сих пор остается загадкой.

В начале прошлого столетия по заказу одного американского миллионера была построена роскошная яхта «Зов моря». Днище ее было обшито монель-металлом (сплав меди и никеля), а рама руля, киль и другие детали были изготовлены из стали. Когда яхту спустили на воду, возник гигантский гальванический элемент, состоящий из катода (монель-металла), стального анода и раствора электролита – морской воды.

Последствия были ужасными! Еще до выхода в открытое море яхта полностью вышла из строя, так что «Зов моря» остался в истории мореплавания как пример конструкторской недальновидности и самонадеянного невежества. Попробуем разобраться, что же произошло.

Рассмотрим контакт двух металлов на примере олова и железа.

Железо часто покрывают другим металлом, например оловом, цинком или хромом, чтобы защитить от коррозии. Так называемую «белую жесть» получают, покрывая тонким слоем олова листовое железо. Олово защищает железо до тех пор, пока защитный слой остается неповрежденным. Стоит его повредить, как на железо начинают воздействовать воздух и влага, олово даже ускоряет процесс коррозии, потому что служит катодом в электрохимическом процессе. Сравнение окислительных электродных потенциалов железа и олова показывает, что железо окисляется легче олова:

Fe (тв.) = Fe 2+ (водн.) + 2e, E °_окисл = 0,44 B,

Sn (тв.) = Sn 2+ (водн.) + 2e, E °_окисл = 0,14 B.

Поэтому железо служит в этом случае анодом и окисляется, как показано на рис. 2.

Рис. 2.
Схема электрохимической коррозии
при контакте железа и олова

Оцинкованное железо получают, покрывая его тонким слоем цинка. Цинк защищает железо от коррозии даже после нарушения целостности покрытия. В этом случае железо в процессе коррозии играет роль катода, потому что цинк окисляется легче железа (рис. 3):

Zn (тв.) = Zn 2+ (водн.) + 2e, E °_окисл = 0,76 B.

Следовательно, цинк играет роль анода и корродирует вместо железа.

Рис. 3.
Схема электрохимической коррозии
при контакте железа и цинка

Электрическая коррозия (электрокоррозия)

Блуждающие токи, исходящие от трамвая, метро, электрических железных дорог и различных электроустановок, работающих на постоянном токе, вызывают электрокоррозию. Такие токи разрушают подземные металлические сооружения, трубопроводы, электрокабели, приводят к появлению на металлических предметах, находящихся в земле, участков входа и выхода постоянного тока. Вследствие этого на металле образуются катодные и анодные зоны, причем анодные зоны, т.е. места выхода тока, подвергаются коррозии (рис. 4).

Рис. 4.
Схема электрокоррозии
под действием блуждающих токов:
1 – провод; 2 – рельс; 3 – влажный грунт;
4 – труба; 5 – электродвигатель трамвая;
6 – сопротивление в стыке рельса

Блуждающие токи достигают 300 А и действуют в радиусе нескольких десятков километров. Процесс в анодных зонах:

Процессы в катодных зонах:

Блуждающие токи от источников переменного тока вызывают слабую коррозию у подземных изделий из стали и сильную у изделий из цветных металлов.

Коррозия металлов протекает непрерывно и причиняет огромные убытки. Подсчитано, что прямые потери от коррозии железа составляют около 10% от его ежегодной выплавки. В результате коррозии металлические изделия теряют свои ценные технические свойства.

Ежегодные потери металла при коррозии оборудования, используемого только в животноводстве, составляют около 60 тыс. тонн. Поэтому защита металлов от коррозии – очень важная задача.

Основные способы защиты от коррозии

1. Защищаемый металл играет роль катода. Такой способ защиты называется катодным (другое название – протекторная защита). Тот металл, который заведомо будет разрушаться в паре, называется протектором. Примеры такой защиты – оцинкованное железо (железо – катод, цинк – анод), «белая жесть» (оловом покрывают листовое железо), контакт магния и железа (магний – протектор). Магниевый анод окружают смесью гипса, сульфата натрия и глины, чтобы обеспечить проводимость ионов. Труба играет роль катода в гальваническом элементе (рис. 5).

Рис. 5.
Катодная защита
железных водопроводных труб

2. Электрозащита. Конструкция, находящаяся в среде электролита, соединяется с другим металлом (обычно куском железа, рельсом и т.п.), но через внешний источник тока. При этом защищаемую конструкцию подключают к катоду, а металл – к аноду источника тока. В этом случае электроны отнимаются от анода источником тока, анод (защищающий металл) разрушается, а на катоде происходит восстановление окислителя. Электрозащита имеет преимущество перед протекторной защитой: радиус действия первой около 2000 м, второй – 50 м.

3. Если металл, например хром, создает плотную оксидную пленку, его добавляют в железо, и образуется сплав – нержавеющая сталь. Такие стали называются легированными.

Многие сплавы, которые содержат незначительное количество добавок дорогих и редких металлов, приобретают замечательную устойчивость к коррозии и прекрасные механические свойства. Например, добавки родия или иридия к платине так сильно повышают ее твердость, что изделия из нее – лабораторная посуда, детали машин для получения стекловолокна – становятся практически вечными.

4. Металл можно пассивировать – обработать его поверхность так, чтобы образовалась тонкая и плотная пленка оксида, которая препятствует разрушению основного вещества. Например, концентрированную серную кислоту можно перевозить в стальных цистернах, т.к. она образует на поверхности металла тонкую, но очень прочную пленку.

5. Ингибиторы (замедлители) коррозии тоже переводят металл в пассивное состояние, образуя на его поверхности тонкие защитные пленки. Пример такого замедлителя коррозии – гексаметилентетрамин (CH₂)₆N₄. В последние годы разработаны летучие, или атмосферные, ингибиторы. Ими пропитывают бумагу, которой обертывают металлические изделия. Пары ингибиторов адсорбируются на поверхности металла и образуют на ней защитную пленку.

6. Защитить металл можно, препятствуя проникновению к нему влаги и кислорода, – например, нанося на металл слой краски или лака. (На покраску Эйфелевой башни уже затратили средств больше, чем при ее создании.)

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА

За неделю до урока были поставлены опыты по коррозии металлов в пробирках с водопроводной (№ 1–4) и «морской» (№ 5–8) водой (рис. 6).

Рис. 6.
Гвозди, помещенные в водопроводную
(пробирки с темными крышками) и «морскую»
(пробирки со светлыми крышками) воду

№ 2 и № 6 – железный гвоздь в контакте с цинком;

№ 3 и № 7 – железный гвоздь в контакте с медью;

№ 4 и № 8 – железный гвоздь, покрытый лаком для ногтей.

«Морскую» воду готовят, растворяя в ней соли кальция, магния и натрия.

Рис. 7 демонстрирует результаты опытов по коррозии металлов в «морской» воде.

Рис. 7.
Гвозди, вынутые через неделю
из «морской» воды

№ 6 – гвоздь не подвергся коррозии, но цинк уменьшился в размере;

№ 7 – наличие сильной ржавчины, гвоздь уменьшился в размере;

№ 8 – гвоздь не подвергся коррозии (покрыт лаком).

1. Рассмотрите коррозию железа в водопроводной и «морской» воде (пробирки № 1 и № 5). Где процесс протекает быстрее и чем вы это объясните?

(П р и м е р н ы й о т в е т. В «морской» воде более заметно выражены все проявления коррозии из-за агрессивности среды, которая создается растворимыми солями (гидролиз солей).)

2. Сравните результаты опытов по коррозии при контакте железа и цинка в водопроводной и «морской» воде (пробирки № 2 и № 6).

(П р и м е р н ы й о т в е т. При контакте железа с цинком явление коррозии железа практически не выражено. В данном случае электрохимическая коррозия затронула цинк, как более активный металл.)

3. Сравните результаты опытов по коррозии при контакте железа и медной проволоки в водопроводной и «морской» воде (пробирки № 3 и № 7).

(П р и м е р н ы й о т в е т. При контакте железа с медью усиливается разрушение железа вследствие электрохимической коррозии, т. к. железо более активный металл, чем медь (в электрохимическом ряду напряжений металлов железо стоит левее меди).)

4. Зарисуйте результаты опытов. Используя рис. 1–3, составьте схемы реакций, происходящих в каждом опыте.

1. Напишите схему коррозии на яхте «Зов моря».

2. Поставьте опыты по коррозии железных гвоздей в «Фанте» и в растворе соды. Через неделю принесите гвозди в школу, чтобы обсудить результаты опытов.

3. Рассмотрите процесс коррозии при соединении медной трубы с гальванизированной (оцинкованной) стальной трубой, если обе трубы находятся в земле.

4. Как будет протекать процесс коррозии в том случае, если железную водосточную трубу прибить к дому алюминиевыми гвоздями?

(О т в е т. В местах соприкосновения двух металлов образуется гальванический элемент. Металл, который окисляется легче, играет при этом роль анода, а второй металл – роль катода. Из сравнения стандартных электродных потенциалов алюминия и железа следует, что алюминий будет играть роль анода. Таким образом, вблизи алюминиевого гвоздя водосточная труба будет защищена от коррозии, потому что железо в этой паре играет роль катода. Однако алюминиевый гвоздь в этих условиях быстро корродирует, и в конце концов труба упадет.)

5. Почему цинк не используют при изготовлении консервных банок для покрытия им железа?

(О т в е т. Цинк менее пригоден, чем олово, при изготовлении консервных банок, т. к. расположен левее олова в ряду напряжений металлов, поэтому цинк легче подвергается действию кислот, содержащихся во фруктовых соках.)

Литература

Маршанова Г.Л. 500 задач по химии. М.: Издат-школа «РАЙЛ», 1997; Хомченко Г.П., Цитович И.Г. Неорганическая химия, М.: Высшая школа, 1987; Фримантл М. Химия в действии. М.: Мир, 1991; Браун Т., Лемей Г.Ю. Химия в центре наук. М.: Мир, 1983; Химия. Пособие-репетитор. Под ред. А.С.Егорова. Ростов-на-Дону: Феникс, 1996; Венецкий С.И. Рассказы о металлах. М.: Металлургия, 1986.

Задачи к разделу Коррозия металлов

В данном разделе вы найдете задачи по теме Коррозия металлов. Приведены уравнения реакций, протекающих при электрохимической коррозии металлов, а также примеры задач на определение защитных свойств оксидных пленок, определение коррозионной стойкости металлов.

Задача 1. В каком случае цинк корродирует быстрее: в контакте с никелем, железом или с висмутом? Ответ поясните. Напишите для всех случаев уравнение электрохимической коррозии в серной кислоте. Будет ли оксидная пленка, образующаяся на кальции, обладать защитными свойствами?

Решение.

В месте контакта двух металлов корродирует более активный металл. Происходит отток электронов от более активного металла к менее активному. Металл тем активнее, чем более отрицателен его электродный потенциал. В таблице электродных потенциалов найдем:

В данном случае, цинк корродирует быстрее в контакте с висмутом, так как из перечисленных металлов, Bi является самым неактивным. В образовавшейся паре роль анода выполняет цинк.

Запишем уравнения электрохимической коррозии в серной кислоте:

Zn—Bi

К: 2H + +2e — = H₂

А : Zn — 2e — = Zn 2+

Zn + 2H + = Zn 2+ + H₂

Fe-Bi

К: 2H + +2e — = H₂

А : Fe — 3e — = Fe 3+

2Fe + 6H + = Fe 3+ + 3H₂

Ni-Bi

К: 2H + +2e — = H₂

А : Ni — 2e — = Ni 2+

Ni + 2H + = Ni 2+ + H₂

Будет ли оксидная пленка, образующаяся на кальции, обладать защитными свойствами?

Защитные свойства пленки оценивают величине фактора Пиллинга—Бэдвордса: (α = V_ок/V_Ме), значения которого вы найдете в таблице, приведенной в теоретической части данного раздела. Мы рассчитаем значение α по формуле:

т.е α Решение.

Протекторная защита заключается в присоединении к защищаемому металлическому изделию, металла с более отрицательным значением стандартного электродного потенциала E 0 , т.е. более активного металла. Для защиты железа подойдут, например, цинк и бериллий:

Запишем уравнения электрохимической коррозии во влажной среде, насыщенной кислородом:

Fe—Zn

К: O₂ + 2H₂O + 4e — = 4OH —

А: Zn — 2 e — = Zn 2+

Fe-Be

К: O₂ + 2H₂O + 4e — = 4OH —

А : Be — 2e — = Be 2+

Будет ли оксидная пленка, образующаяся на алюминии, обладать защитными свойствами?

Защитные свойства пленки оценивают величине фактора Пиллинга—Бэдвордса: (α = V_ок/V_Ме), значения которого вы найдете в таблице, приведенной в теоретической части данного раздела. Мы рассчитаем значение α по формуле:

М_ок = 27·2+16·3 = 102 г/моль

т.е 2,5>α>1, а это значит, что оксидная пленка, образующаяся на Al, является сплошной и обладает защитными свойствами.

Задача 3. Деталь сделана из сплава, в состав которого входит магний и марганец. Какой из компонентов сплава будет разрушаться при электрохимической коррозии? Ответ подтвердите уравнениями анодного и катодного процесса коррозии: а) в кислой среде; б) в кислой среде, насыщенной кислородом. Будет ли оксидная пленка, образующаяся на олове, обладать защитными свойствами?

Решение.

При электрохимической коррозии сплава, в первую очередь будет разрушаться более активный металл, т.е. металл, имеющий более отрицательное значение стандартного электродного потенциала. В таблице электродных потенциалов найдем:

По значениям E видно, что магний является более активным металлом, чем марганец, вследствие чего при коррозии Mg будет разрушаться в первую очередь.

Запишем уравнения электрохимической коррозии магния а) в кислой среде; б) в кислой среде, насыщенной кислородом:

а) в кислой среде

А: Mg — 2 e — = Mg 2+

Mg + 2H + = Mg 2+ + H₂

б) в кислой среде, насыщенной кислородом

К: O₂ + 2H₂O + 4e — = 4OH —

А : Mg — 2e — =Mg +

Будет ли оксидная пленка, образующаяся на олове, обладать защитными свойствами?

Защитные свойства пленки оценивают величине фактора Пиллинга—Бэдвордса: (α = V_ок/V_Ме), значения которого вы найдете в таблице, приведенной в теоретической части данного раздела. Мы рассчитаем значение α по формуле:

Олово может образовать два оксида SnO и SnO₂, поэтому рассчитаем значение α для каждого случая

М_SnO = 119+16 = 135 г/моль

т.е для всех оксидных пленок α лежит в интервале 2,5>α>1, т.е. они являются сплошными и обладают защитными свойствами.

Задача 4. С целью защиты от коррозии цинковое изделие покрыли оловом. Какое это покрытие: анодное или катодное? Напишите уравнение атмосферной коррозии данного изделия при нарушении целостности покрытия. Оценить коррозионную стойкость алюминия в серной кислоте, если убыль массы алюминиевой пластины размером 70х20х1 мм составила после 8 суток испытания 0,0348 г.

Решение.

Если металлическое покрытие изготовлено из металла с более отрицательным потенциалом (более активный), чем защищаемый, то оно называется анодным покрытием. Если металлическое покрытие изготовлено из металла с более положительным потенциалом (менее активный), чем защищаемый, то оно называется катодным покрытием.

В таблице электродных потенциалов найдем:

Олово будет выполнять роль катода и покрытие из него – катодное. При нарушении целостности покрытия, корродировать будет цинк, как более активный металл. При атмосферной коррозии протекают следующие уравнения реакций:

К: O₂ + 2H₂O + 4e — = 4OH —

А: Zn — 2 e — = Zn 2+

Оценить коррозионную стойкость алюминия в серной кислоте, если убыль массы алюминиевой пластины плотностью ρ = 2,7 г/см 3 , размером 70х20х1 мм составила после 8 суток испытания 0,0348 г.

Оценить коррозионную стойкость металла можно по формуле:

K_н = 365·h/τ

h = Δm/(S·ρ)

Найдем площадь поверхности металла:

S = 2·(7·2) + 2·(7·0,1) + 2·(2·0,1) = 29,8 см 2

h = 0,0348/(29,8·2,7) = 0,00043см = 0,0043 мм

K_н = 365·0,0043/8 = 0,02 мм/год

По десятибалльной шкале коррозионной стойкости металлов, алюминий соответствует 4 баллам и относится к стойким металлам.

Задача 5. Если на стальной предмет нанести каплю воды, то коррозии подвергается средняя, а не внешняя часть смоченного металла. Чем это можно объяснить? Какой участок металла, находящийся под влиянием капли, является анодным, а какой катодным? Составьте электронные уравнения соответствующих процессов. Будет ли оксидная пленка, образующаяся на никеле, обладать защитными свойствами?

Решение .

При нанесении на стальной предмет капли воды, наибольший доступ воздуха будет по краям капли, где протекает процесс восстановления кислорода. Т.е. края капли выступают в качестве катода. Для окисления железа остается центр капли, где доступ воздуха минимален. Здесь центр капли является анодом. В этом случае протекают следующие реакции:

А: Fe – 2e — = Fe 2+

Будет ли оксидная пленка, образующаяся на никеле, обладать защитными свойствами?

Защитные свойства пленки оценивают величине фактора Пиллинга—Бэдвордса: (α = V_ок/V_Ме), значения которого вы найдете в таблице, приведенной в теоретической части данного раздела. Мы рассчитаем значение α по формуле:

М_ок = 59+16 = 75 г/моль

Подставим значения в формулу:

α = 75·8,9/(59·1·6,7) = 1,7

т.е α лежит в интервале 2,5>α>1, т.е. оксидная пленка является сплошной и обладает защитными свойствами.

Задача 7. Сплав содержит железо и никель. Какой из названных компонентов будет разрушаться при атмосферной коррозии? Приведите уравнение анодного и катодного процессов. Оценить коррозионную стойкость цинка на воздухе при высоких температурах. Образец цинка размером 50х30х1 мм после 180 часов окисления и снятия продуктов коррозии весил 10,6032 г.

Решение.

Исходя из положения металлов в электрохимическом ряду напряжения металлов, находим, что железо более активный металл, чем никель:

Поэтому в первую очередь при атмосферной коррозии будет разрушаться железо. В этом случае протекают следующие реакции:

А: Fe – 2e — = Fe 2+

Далее Fe(OH)₂ переходит в Fe(OH)₃

Оценить коррозионную стойкость цинка на воздухе при высоких температурах. Образец цинка плотностью ρ = 7,14 г/см 3 , размером 50х30х1 мм после 180 часов окисления и снятия продуктов коррозии весил 10,6032 г.

Оценить коррозионную стойкость металла можно по формуле:

K_н = 365·h/τ

h = Δm/(S·ρ)

Найдем площадь поверхности металла:

S = 2·(5·3) + 2·(5·0,1) + 2·(3·0,1) = 31,6 см 2

Масса металла до коррозии равна:

Убыль массы:

Δm = m₁ – m₂ = 10,71 — 10,6032 = 0,1068

h = 0,1068/(31,6·7,14) = 0,00047 см = 0,0047 мм

K_н = 365·0,0047/7,5 = 0,23 мм/год

По десятибалльной шкале коррозионной стойкости металлов, цинк соответствует 6 баллам и относится к пониженностойким металлам.

Задача 8. Почему химически чистое железо является более стойким против коррозии, чем техническое железо? Составьте уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и в азотной кислоте. Будет ли оксидная пленка, образующаяся на свинце, обладать защитными свойствами?

Решение.

Техническое железо содержит примеси, которые, как правило, выполняют роль катода. Либо, если это углерод, который не передает в раствор положительно заряженных ионов и не имеет заградительного барьера от ионов водорода в кислой среде. Само железо будет служить анодом и подвергаться разрушению.

В химически чистом железе нет примесей, которые образовали бы гальванопару с железом, где бы оно окислялось.

При коррозии технического железа протекают следующие реакции:

Во влажном воздухе

А: Fe – 2e — = Fe 2+

Далее Fe(OH)₂ переходит в Fe(OH)₃

В азотной кислоте

А: Fe – 2e — = Fe 2+

Будет ли оксидная пленка, образующаяся на свинце, обладать защитными свойствами?

Защитные свойства пленки оценивают величине фактора Пиллинга—Бэдвордса: (α = V_ок/V_Ме), значения которого вы найдете в таблице, приведенной в теоретической части данного раздела. Мы рассчитаем значение α по формуле:

Свинец может образовать оксиды состава PbO и PbO₂, поэтому рассчитаем значение α для каждого случая

М_PbO = 207+16 = 223 г/моль

т.е для всех оксидных пленок α лежит в интервале 2,5>α>1, т.е. они являются сплошными и обладают защитными свойствами.

Задача 9. Приведите примеры двух металлов, пригодных для протекторной защиты никеля. Для обоих случаев напишите уравнение электрохимической коррозии в среде азотной кислоты. Оценить коррозионную стойкость кадмия на воздухе при высоких температурах. Образец кадмия плотностью ρ = 8,65 г/см 3 , размером 45х25х1 мм после 150 часов окисления и снятия продуктов коррозии весил 10,0031 г.

Решение.

Протекторная защита – один из видов электрохимической защиты – заключается в следующем.

К защищаемому сооружению присоединяют пластины более активного металла, который называется протектором. Протектор – металл с более отрицательным потенциалом – является анодом, а защищаемое сооружение – катодом. Соединение протектора и защищаемого сооружения проводником тока, приводит к разрушению протектора.

Для протекторной защиты никеля подойдут, например, железо и цинк:

При электрохимической коррозии в среде азотной кислоты протекают следующие реакции:

Ni — Fe

А: Fe – 2e — = Fe 2+

Ni — Zn

Оценить коррозионную стойкость кадмия на воздухе при высоких температурах. Образец кадмия плотностью ρ = 8,65 г/см 3 , размером 45х25х1 мм после 150 часов окисления и снятия продуктов коррозии весил 10,0031 г.

Оценить коррозионную стойкость металла можно по формуле:

K_н = 365·h/τ

h = Δm/(S·ρ)

Найдем площадь поверхности металла:

S = 2·(4,5·2,5) + 2·(4,5·0,1) + 2·(2,5·0,1) = 23,9 см 2

Масса металла до начала коррозии равна:

m₁ = V·ρ = 4,5·2,5·0,1·8,65 = 9,7313 г

Убыль массы:

Δm = m₁ – m₂ = 10,0031 – 9,7313 = 0,2718

h = 0,2718/(23,9·8,65) = 0,0013 см = 0,013 мм

K_н = 365·0,013·24/150 = 0,76 мм/год

По десятибалльной шкале коррозионной стойкости металлов, определяем, что в данных условиях, кадмий соответствует 7 баллам и относится к пониженностойким металлам.

Как написать уравнение электрохимической коррозии

8.2 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ

Причиной электрохимической коррозии * является возникновение на поверхности металла короткозамкнутых гальванических элементов *.

В тонком слое влаги, обычно покрывающем металл, растворяются кислород, углекислый, сернистый и другие газы, присутствующие в атмосферном воздухе. Это создает условия соприкосновения металла с электролитом *. Различные участки поверхности любого металла обладают разными потенциалами. Причинами этого могут быть наличие примесей в металле, различная обработка отдельных его участков, неодинаковые условия (окружающая среда), в которых находятся различные участки поверхности металла. При этом участки поверхности металла с более электроотрицательным потенциалом становятся анодами и растворяются.

Электрохимическая коррозия может развиваться в результате контакта различных металлов. В этом случае будет возникать не микр о- , а макрогальванопара , и коррозия называется контактной (см. детальную классификацию видов коррозии). Сочетания металлов, сильно отличающихся значениями электродных потенциалов *, в технике недопустимы (например, алюминий – медь). В случае коррозии, возникающей при контакте какого-либо металла со сплавом, последний имеет потенциал, соответствующий наиболее активному металлу, входящему в состав сплава. Например, при контакте латуни (сплав цинка и меди) с железом корродировать будет латунь за счет наличия в ней цинка.

Представим схематично работу короткозамкнутого гальванического элемента, возникающего на поверхности металла, подверженного коррозии в электролите * (рисунок 8.1). Анодный участок имеет более электроотрицательный потенциал, поэтому на нем идет процесс окисления металла. Образовавшиеся в процессе окислен ия ио ны переходят в электролит, а часть освободившихся при этом электронов может перемещаться к катодному участку (на рисунке 8.1 показано стрелками). Процесс коррозии будет продолжаться в том случае, если электроны, перешедшие на катодный участок, будут с него удаляться. Иначе произойдет поляризация электродов *, и работа коррозионного гальванического элемента прекратится.

Рисунок 8.1 – Схема электрохимической коррозии. Д – деполяризатор

Процесс отвода электронов с катодных участков называется деполяризацией. Вещества, при участии которых осуществляется деполяризация, называются деполяризаторами. На практике чаще всего приходится встречаться с двумя типами деполяризации: водородной и кислородной. Тип деполяризации (катодный процесс) зависит от реакции среды раствора электролита.

В кислой среде электрохимическая коррозия протекает с водородной деполяризацией. Рассмотрим коррозию железной пластинки с примесями меди во влажной хлористоводородной атмосфере Имеется в виду атмосфера с примесью газообразного HCl. . В этом случае железо будет анодом ( E ° = –0,44В), а медь – катодом ( E ° =+0,34В). На анодном участке будет происходить процесс окисления железа, а на катодном – процесс деполяризац ии ио нами водорода, которые присутствуют в электролите:

А: Fe – 2e → Fe 2+ – окисление

К: 2 H + + 2e → H₂ ↑ – восстановление

Схема возникающего короткозамкнутого гальванического элемента выглядит следующим образом:

A (–) Fe | HCl | Cu (+) К

В нейтральной среде коррозия протекает с кислородной деполяризацией, т.е. роль деполяризатора выполняет кислород, растворенный в воде. Этот вид коррозии наиболее широко распространен в природе: он наблюдается при коррозии металлов в воде, почве и в незагрязненной промышленными газами атмосфере. Если коррозии во влажном воздухе подвергается железо с примесями меди, то электродные процессы можно записать в виде:

(А) Fe – 2e → Fe 2+ – окисление

(К) 2 H₂O + O₂ + 4e → 4 OH – – восстановление

У поверхности металла в электролите протекают следующие реакции:

Fe 2+ + 2 OH – → Fe( OH)₂

Основная масса черных металлов разрушается вследствие процесса ржавления, в основе которого лежат вышеуказанные реакции.

Коррозия металла в результате неравномерного доступа кислорода . Случаи электрохимической коррозии, возникающей вследствие неравномерной аэрации кислородом различных участков металла, очень часто встречаются в промышленности и в подземных сооружениях. Примером может служить коррозия стальной сваи, закопанной в речное дно (рис 8.2).

Рисунок 8.2 – Коррозия в результате неравномерного доступа кислорода. Б – техническое сооружение; А – анодный участок; К – катодный участок.

Часть конструкции, находящаяся в воде, омывается растворенным в ней кислородом и, в случае возникновения условий для электрохимической коррозии, будет выполнять роль катода. Другая же часть конструкции, находящаяся в почве, будет анодом и подвергнется разрушению.

[spoiler title=”источники:”]

http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-korroziya-metallov.html

http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/r8_2.htm

[/spoiler]

Железные изделия, помещенные в свинцовый контейнер, при длительном хранении на воздухе подверглись коррозии. Объясните наблюдаемое явление. Составьте схему коррозионного гальванического элемента и укажите направление движения электронов. Напишите уравнения анодного и катодного процессов, а также суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Решение задачи

Изделие находится во влажном воздухе, который является электропроводящей средой, следовательно, будет протекать электрохимическая коррозия.

Составим схему коррозионного  гальванического элемента:

Fe │ H₂O, O₂ │ Pb

Вода – это нейтральная среда, поэтому окислителем (деполяризатором) является кислород – О₂ воздуха. Следовательно, в этой схеме будет протекать электрохимическая коррозия с кислородной деполяризацией.

Свинец имеет больший (-0,126 B) потенциал, чем железо (-0,44 B), поэтому в гальваническом элементе свинец будет катодом (окислителем), железо – анодом (восстановителем).

(-) Fe │ H₂O, O₂ │ Pb (+)

Электроны двигаются от железа к свинцу.
Запишем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, и составим суммарное уравнение электрохимической коррозии.

(-) (А) Fe⁰ — 2e = Fe²⁺
(+)(K) O₂ + 2H₂O + 4е = 4OН^–

2Fe⁰+O₂ + 2H₂O = 2Fe²⁺ + 4OH^–

Составим молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при электрохимической коррозии:

2Fe⁰+O₂ + 2H₂O = 2 Fe(OH)₂

Вывод: коррозировать будет железо. Продуктом его электрохимической коррозии является основание – гидроксид железа (II) (Fe(OH)₂).

Ответ:

продукт коррозии гидроксид железа (II).

Министерство
образования Российской Федерации

Владимирский
государственный университет

Кафедра
химии и экологии

Лабораторная
работа № 8

Электрохимическая
коррозия

Выполнил
ст. гр. ГСХ-206

Макашин
С.М.

Принял

Магазин
И.О.

Владимир
2007

Цель работы: проанализировать
возможность протекания коррозии
различных металлов.

Краткое теоретическое введение:

Коррозией металлов называют процессы
разрушения металлических материалов
вследствие химического или электрохимического
взаимодействия их с внешней средой.
Электрохимическая коррозия имеет
наибольшее распространение. Например:
коррозия металлов в атмосфере воздуха
при конденсации влаги на металлической
поверхности, коррозия трубопроводов в
грунте, коррозия металлов в водных
растворах кислот, щелочей, солей, в
морской и речной воде и т.д.

В основе процессов электрохимической
коррозии лежит работа короткозамкнутых
микро- и макрогальванических элементов
(коррозионных гальванопар). Причинами
возникновения гальванопар могут служить,
например: контакт двух металлов,
соприкасающихся с раствором электролита,
примеси в металлах, контакт металла с
его оксидом, электрохимическая
неоднородность поверхности металла и
др.

На участках с более отрицательными
значениями потенциалов, являющихся
анодами, протекает процесс окисления
металла по механизму

Me – n ē = Meⁿ⁺

с переходом ионов металла в раствор
электролита и возникновением
некомпенсированных электронов в металле.
Эти электроны самопроизвольно переходят
на участки с более положительными
потенциалами (катодные участки), смещают
их потенциал тем самым обуславливают
реакцию восстановления каких-либо
окислителей (деполяризаторов). В
большинстве случаев катодными
деполяризаторами являются растворенный
в электролите молекулярный кислород
воздуха или ионы водорода, которые
восстанавливаются на катоде по уравнениям:

в нейтральных и щелочных средах:

1) O₂
+ 2H₂O
+ 4 ē = 4 OH^–

2) 2H₂O
+ 2 ē = H₂
+ 2OH^–

в кислых средах:

3) O₂ + 4 H⁺
+ 4 ē = 2H₂O

4) 2H⁺ + 2 ē = H₂

Принципиальная возможность протекания
процесса электрохимической коррозии
определяется соотношением φK
> φA, т.е для электрохимического
окисления металла (анода) необходимо
присутствие окислителя-деполяризатора,
равновесный потенциал которого более
положителен по сравнению с потенциалом
металла в данных условиях. При соблюдении
условий φK-φA
> 0, а ∆G = -nF(φK-φA)
< 0, т.е. возможно самопроизвольное
протекание процесса.

Для определения катодного процесса
необходимо сравнить потенциал
корродирующего металла (анода) в данных
условиях с равновесным потенциалом
водородного или кислородного электродов.
Если φMe < φH2,
на аноде и катоде протекают следующие
процессы:

Анод: Zn – 2ē = Zn²⁺

Катод: 2H⁺
+ 2ē= H₂

В случае контакта меди с серебром в
растворе соляной кислоты в образующейся
гальванопаре медь является анодом, а
серебро – катодом:

Анод: Cu – 2ē = Cu²⁺

Катод: O₂
+ 2H⁺
+ 4ē = 2H₂O

Ход работы:

Приборы и реактивы: штатив с
пробирками; пластинка стали; кусочки
цинка, алюминия и свинца; оцинкованное
и луженое железо; медная проволока.
Растворы: серной кислоты 0,2 н.; уксусной
кислоты 0,5н.; иодида калия 0,5н.; красной
кровяной соли 0,5н.; Ферроксилиндикатор.

Опыт №1: Коррозия, возникающая при
контакте двух различных металлов.

Налить в пробирку 10 капель раствора
серной кислоты и поместить кусочек
цинка. Что наблюдается? Опустить в
пробирку медную проволоку. Отметить,
выделяются ли пузырьки водорода на
поверхности проволоки. Коснуться медной
проволокой кусочка цинка и наблюдать
изменение скорости выделения водорода.
На каком металле выделяется водород?
Объяснить наблюдения и составить схему
гальванопары. Написать уравнения всех
процессов.

H₂SO₄
+ Zn → H₂
+ ZnSO₄

На медной проволоке водород не выделяется
т.к. медь находится левее водорода в
ряду напряжений металлов. При
соприкосновении с цинком водород
выделяется на аноде (цинке)

– Zn | Cu +

Анод: Zn – 2ē → Zn²⁺

Катод: 2H⁺
+ 2ē → H₂

Опыт №2: Коррозия в результате
различного доступа кислорода к поверхности
металла (атмосферная коррозия)

Очистить стальную пластинку наждачной
бумагой. На чистую поверхность нанести
каплю специального раствора. Через
10-15 мин наблюдать появление синей окраски
в центре капли и розовой по окружности.
Составить схему действия гальванопары,
возникшей в результате различного
доступа кислорода. Чем вызвано появление
розовой окраски у краев и синей в центре?

Катодные участки с более положительными
потенциалами возникают возле краев
капли, куда легче проникает кислород.
Анодные участки, с более отрицательными
потенциалами, возникают на неокисленной
поверхности металла, защищенной слоем
раствора электролита ближе к центру
капли. Раствор ферроксилиндикатора
содержит фенолфталеин (индикатор на
гидроксид-ионы) и красную кровавую соль
(индикатор на ионы двух-валентного
железа – синее окрашивание). Написать
уравнение всех реакций, протекающих
при атмосферной коррозии.

Fe₃O₄ Fe₃O₄

Анод: Fe – 2ē → Fe²⁺

Катод: O₂
+ 2H₂O
+ 4OH^–

Fe²⁺
+ K₃[Fe(CN)₆]
→ FeK[Fe(CN)₆]
+ K⁺

Опыт №3: Активирующее действие ионов
хлора на коррозию

Ионы, разрушающие защитные оксидные
пленки металлов и тем самым способствующие
коррозии, называют активаторами коррозии.
В данном случае активаторами коррозии
являются ионы хлора.

Поместить в 2 пробирки по кусочку
алюминия и по 10 капель 0,5 н. раствора
сульфита меди и по 3 капли 0,2 н. раствора
серной кислоты. В одну пробирку добавить
3 капли 3%-ого раствора хлорида натрия.
Наблюдать контактные выделения меди
на поверхности алюминия в виде
красновато-бурого налета и, вследствие
этого, обесцвечивание раствора. Наблюдать
также образование пузырьков водорода.
В какой пробирке эти процессы протекают
интенсивнее? Составить схемы возникающих
гальванопар. Напишите уравнения реакций
катодных и анодных процессов. Сделать
вывод об активирующем действии ионов
хлора.

1. 2Al + 3 H₂SO₄
   → 3H₂ + Al₂(SO₄)₃
   (протекает медленно)

2. СuSO4 + Al → Cu↓ + Al₂(SO₄)₃

Добавим в одну из пробирок NaCl
. Тогда там будет наблюдаться более
интенсивное выделение водорода, таким
образом хлор служит активатором коррозии.

Опыт №4: Анодные и катодные покрытия.

Налить в пробирку по 10-15 капель 3% -го
раствора хлорида натря и по 1-2 капли
красной кровяной соли. Поместить в одну
пробирку кусочек оцинкованного, в другую
– луженого железа. Наблюдать за изменением
окраски растворов. Учесть, что красная
кровяная соль образует с ионами Fe²⁺
соединение синего цвета. Как
происходит коррозия? Что подвергается
коррозии в каждом случае: железо или
покрытие? Сделать вывод об этом по
появлению синей окраски. Составить
схемы гальванопар и написать уравнения
реакций, протекающих при коррозии в
обоих случаях.

Вывод: в ходе выполнения лабораторной
работы были определены условия протекания
коррозии металлов.

Соседние файлы в папке Laby_po_Khimii

• #
• #
• #
• #
• #
• #

Машины и аппараты, изготовленные из металлов и сплавов, при эксплуатации в природных или технологических средах, подвержены коррозии.

Коррозия – самопроизвольное разрушение материалов вследствие их физико-химического взаимодействия с окружающей средой (агрессивной атмосферой, морской водой, растворами кислот, щелочей, солей, различными газами и т.п.).

Актуальность темы работы: коррозия металлов наносит государству большой экономический ущерб и может приводить к аварийным ситуациям, угрожающим жизни и здоровью людей.

Разработка эффективных методов защиты металлов от коррозии приведет к уменьшению материальных потерь в результате коррозии трубопроводов, деталей машин, судов, мостов, морских конструкций и т.д. Не менее важной задачей является повышение надежности оборудования, которое в результате коррозии может разрушаться с катастрофическими последствиями, к примеру, паровые котлы, металлические контейнеры, сосуды высокого давления, мосты, детали самолётов. Надёжность является важнейшим условием при разработке оборудования АЭС и систем захоронения радиоактивных отходов. Большое значение имеет сохранность металлического фонда, мировые ресурсы которого ограничены. Кроме того, человеческий труд, затрачиваемый на проектирование и реконструкцию металлического оборудования, пострадавшего от коррозии, может быть направлен на решение других общественно полезных задач.

Цель работы: изучить сущность электрохимической коррозии металлов и способы защиты металлов от коррозии.

Задачи работы:

– изучить виды коррозии металлов;

– изучить механизм электрохимической коррозии;

– изучить методы защиты металлов от коррозии;

– провести экспериментальное исследование процесса коррозии металлов.

Теоретическаячасть

Электрохимическая коррозия – взаимодействие металла с коррозионной средой, при котором ионизация металла и восстановление окислителя протекают раздельно, но являются сопряженными процессами, сопровождающимися протеканием электрического тока. Электрохимическая коррозия следует законам электрохимической кинетики, и её скорость зависит от величины электродного потенциала. Электрохимическая коррозия может иметь место только в электропроводных системах материал – среда, т.е. для металлических материалов – в растворах и расплавах электролитов.

Причиной ее возникновения является химическая, энергетическая и другие виды неоднородности поверхности любого металла или сплава, т.е. разделение на катодные и анодные участки. Последние, имея очень малые размеры и чередуясь друг с другом, в токопроводящей среде представляют собой совокупность огромного числа короткозамкнутых микрогальванических элементов, поэтому электрохимическую коррозию часто называют гальванической коррозией.

Процессы электрохимической коррозии протекают в водных растворах. При соприкосновении металлической поверхности с раствором электролита происходит взаимодействие металла с заряженными частицами раствора и переход ионов металла в раствор. 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): Me + mН₂O = Меn⁺ · mН₂O + ne

2. Переход ионов из раствора с выделением их на поверхности металла в виде нейтральных атомов, входящих в состав кристаллической решетки металла (катодный процесс): Меn⁺ · mН₂O + ne = Ме + mН₂O

Поверхность любого металла состоит из множества короткозамкнутых через сам металл микроэлектродов. Контактируя с коррозионной средой образующиеся гальванические элементы способствуют его электрохимическому разрушению.

Отличительными особенностями электрохимического процесса коррозии являются следующие:

– одновременное протекание двух раздельных процессов − окислительного (растворение металла) и восстановительного (выделение водорода, восстановление кислорода, выделение металла из раствора и др.);

– процесс растворения металла сопровождается направленным перемещением электронов в металле и ионов в электролите, т.е. возникновением электрического тока;

– продукты коррозии образуются в результате вторичных реакций.

Окислительно−восстановительные процессы, протекающие при электрохимической коррозии, могут быть представлены в виде следующих реакций:

Ме − nē→ Меn⁺ (анодный процесс) (1)

R(ox) + nē → Rn^– (катодный процесс), (2)

где R(ox) – окислитель;

Rn ^– (red) – восстановленная форма окислителя;

nē – количество переданных электронов.

В качестве примера электрохимической коррозии можно привести процесс окисления (ржавления) железа под воздействием воды:

А(–) Fe − 2ē → Fе²⁺ (анодный процесс – растворение железа) К(+) H₂O + ½О₂ +2ē → 2OH^– (катодный процесс – восстановление кислорода)

Fe²⁺ + 2OH^– → Fe(OH)₂ (образование продуктов коррозии)

Реакции (1) и (2) протекают сопряженно, но подчиняются своим кинетическим закономерностям. При этом необходимо соблюдение условий стационарности процесса, т.е. равенства скоростей окисления металла и восстановления окислителя. Данные реакции могут быть территориально разделены – протекать на разных участках поверхности. Из условий стационарности вытекает, что достаточно затормозить одну из сопряженных реакций, чтобы скорость всего процесса уменьшилась.

Виды электрохимической коррозии:

Коррозия в кислой среде.

Железо в кислой среде окисляется до Fe²⁺.

Процессы окисления-восстановления на электродах:А (–) Fe⁰ – 2ē → Fe²⁺ │1 – процесс окисления на аноде К (+) 2Н⁺ + 2ē → Н₂↑ │1 – процесс восстановления на катоде

Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию: Fe⁰ + 2H⁺ → Fe²⁺ + Н₂↑

Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме:Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + Н₂↑

Схема коррозионного элемента: А (–) Fe | Fe²⁺ ||2H⁺ | H₂ (+) К

Коррозия в атмосфере влажного воздуха.

Процессы окисления-восстановления на электродах: А (–) Fe⁰– 2ē → Fe²⁺│2 – процесс окисления на аноде К (+) 2H₂O + О₂ + 4ē → 4OH^– │1 – процесс восстановления на катоде

Суммируя реакции на аноде и катоде, получаем уравнение, которое в ионной форме, выражает происходящую в гальванической паре реакцию:2Fe⁰+ 2H₂O + О₂ → 2Fe²⁺+ 4OH^–

Уравнение электрохимической коррозии в молекулярной форме:2Fe + 2H₂O + О₂ → 2Fe(OH)₂↓

Схема коррозионного элемента:

А (–) Fe | Fe²⁺ ||O_2; 2H₂O| 4OH^– (+) К

Коррозия в морской воде.

А (–) Fe⁰-2ē → Fe²⁺

К (+) 2H₂O+2ē → H₂+2OH^–

Схема коррозионного элемента: А (–) Fe | Fe²⁺ ||2H₂O | H₂; 2OH^– (+) К

Основным отличием процессов электрохимической коррозии от процессов в гальваническом элементе является отсутствие внешней цепи. Электроны в процессе коррозии не выходят из корродирующего металла, а двигаются внутри металла.

Процесс отвода электронов с катодных участков называется деполяризацией. Вещества, при участии которых осуществляется деполяризация, называются деполяризаторами. На практике чаще всего приходится встречаться с двумя типами деполяризации: водородной и кислородной.

В кислой среде электрохимическая коррозия протекает с водородной деполяризацией. Рассмотрим коррозию железной пластинки с примесями меди во влажной хлористоводородной атмосфере. В этом случае железо будет анодом (E°= –0,44В), а медь – катодом (E°=+0,34В). На анодном участке будет происходить процесс окисления железа, а на катодном – процесс деполяризации ионами водорода, которые присутствуют в электролите:

А (–) Fe – 2ē → Fe²⁺– окисление

К (+) 2H⁺ + 2ē → H₂↑ – восстановление

Схема возникающего короткозамкнутого гальванического элемента выглядит следующим образом:

A (–) Fe | HCl | Cu (+) К

В нейтральной среде коррозия протекает с кислородной деполяризацией, т.е. роль деполяризатора выполняет кислород, растворенный в воде. Этот вид коррозии наиболее широко распространен в природе: он наблюдается при коррозии металлов в воде, почве и в незагрязненной промышленными газами атмосфере. Если коррозии во влажном воздухе подвергается железо с примесями меди, то электродные процессы можно записать в виде:

А (–) Fe – 2ē → Fe²⁺– окисление

К (+) 2H₂O + O₂ + 4ē → 4OH^– – восстановление

Схема короткозамкнутого гальванического элемента:

А (–) Fe | H₂O, O₂ | Cu (+) К

У поверхности металла в электролите протекают следующие реакции:

Fe²⁺ + 2OH^– → Fe(OH)₂

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

Методы защиты металлов от коррозии

При разработке методов защиты от коррозии используют различные способы снижения скорости коррозии, которые выбираются в зависимости от характера коррозии и условий ее протекания. Выбор того или иного способа определяется его эффективностью, а также экономической целесообразностью.

В зависимости от причин, вызывающих коррозию, различают следующие методы защиты.

1) Легирование. Применяется для изменения или улучшения физических и химических свойств металлов, сплавов. В особенности, для придания металлам и сплавам повышенной коррозионной стойкости. Металл, подвергшийся легированию, называется легированным.

2) Наиболее распространены неметаллические защитные покрытия –эмали, лаки, краски, пластмассы, различные смолы, полимеры. Защитное действие этих покрытий сводится в основном к изоляции металлов от окружающей среды. Достоинство этого способа защиты – простота технологии их нанесения. Недостаток – легко разрушаются из-за хрупкости и растрескивания при тепловых и механических ударах; эти покрытия защищают до тех пор, пока сохраняется их целостность.

3) Металлические защитные покрытия.

Классифицируя металлопокрытия по способу защиты основного металла, их обычно подразделяют на катодные и анодные.

Анодные покрытия. Если на металл нанести покрытие из другого, более электроотрицательного металла, то в случае возникновения условий для электрохимической коррозии разрушаться будет покрытие, т.к. оно будет выполнять роль анода. В этом случае покрытие называется анодным. Примером анодного покрытия может служить хром, нанесенный на железо. В случае нарушения целостности покрытия при контакте с влажным воздухом будет работать гальванический элемент:

А (–) Cr | H₂O, O₂ | Fe (+) К

на аноде: Cr – 2ē → Cr²⁺

на катоде: 2 H₂O + O₂ + 4ē → 4 OH^–

Cr²⁺ + 2 OH^– → Cr(OH)₂

Гидроксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до Cr(OH)₃:

4Cr(OH)₂ + 2H₂O + O₂ → 4Cr(OH)₃

Катодные покрытия. У катодного покрытия стандартный электродный потенциал более положителен, чем у защищаемого металла. Пока слой покрытия изолирует металл от окружающей среды, электрохимическая коррозия не протекает. При нарушении целостности катодного покрытия оно перестает защищать металл от коррозии. Более того, оно даже интенсифицирует коррозию основного металла, т.к. в возникающей гальванопаре анодом служит основной металл, который будет разрушаться. В качестве примера можно привести оловянное покрытие на железе (луженое железо). Рассмотрим работу гальванического элемента, возникающего в этом случае (например, в атмосфере влажного воздуха).

А (–) Fe | H₂O, O₂ | Sn (+) К

на аноде: Fe – 2ē → Fe²⁺

на катоде: 2 H₂O + O₂ + 4ē → 4 OH^–

Fe²⁺ + 2 OH^– → Fe(OH)₂

Разрушается защищаемый металл. Таким образом, при сравнении свойств анодных и катодных покрытий можно сделать вывод, что наиболее эффективными являются анодные покрытия. Они защищают основной металл даже в случае нарушения целостности покрытия, тогда как катодные покрытия защищают металл лишь механически.

4) Электрохимическая защита – перевод металла в коррозионно-устойчивое со­стояние путём торможения катодных и анодных реакций коррозионного процесса электрохимическими методами. Различают три вида электрохимической защиты: катодная, протекторная и анодная.

Катодная защита. Суть катодной защиты заключается в том, что защищаемое изделие подключается к отрицательному полюсу источника электрического напряжения, т.о. становится катодом. В качестве противоэлектрода используется металлический лом или графит.

Протекторная защита. Суть протекторной защиты состоит в следующем. К изделию, подвергающемуся электрохимической коррозии, присоединяют деталь-протектор из более активного металла, чем металлы изделия: протектор является анодом и будет разрушаться, а изделие останется неизменным.

Анодная защита. Анодная защита используется только для тех металлов, которые при анодной нагрузке способны образовывать на своей поверхности пассивные оксидные или солевые пленки, защищающие металл от коррозии, например, железо в серной кислоте. Анодная защита отличается от катодной тем, что защищаемая конструкция присоединяется к положительному полюсу внешнего источника тока.

5) Обработка внешней среды, в которой протекает коррозия. Сущность метода заключается либо в удалении из окружающей среды тех веществ, которые выполняют роль деполяризатора, либо в изоляции металла от деполяризатора. Максимально замедлить процесс коррозии можно путем введения в окружающую среду специальных веществ – ингибиторов. Механизм действия ингибиторов заключается в том, что их молекулы адсорбируются на поверхности металла, препятствуя протеканию электродных процессов.

Данные способы защиты находят широкое применение в промышленности в силу многих своих преимуществ – уменьшения потерь материалов, увеличения толщины покрытия, наносимого за один слой, уменьшения расхода растворителей, улучшение условий производства окрасочных работ и т.д. Защита от коррозии является одной из важнейших проблем, имеющей большое значение для народного хозяйства.

Практическая часть

Задачи практической части работы:

– исследовать влияние различных сред на коррозию железа;

– изучить электрохимическую коррозию при контакте металлов;

– ознакомиться с защитными свойствами анодных и катодных покрытий.

Опыт 1. Изучение влияния среды на коррозию железа

Посуда и реактивы: пять химических пробирок, пять железных гвоздей, водопроводная вода, дистиллированная вода, 0,1н раствор хлорида натрия, 0,1н раствор гидроксида натрия, 0,1н раствор соляной кислоты.

Порядок выполнения работы

Пять одинаковых железных гвоздей опускают в пять пробирок. В первую пробирку приливают 0,1н раствор NaCl, во вторую – 0,1н раствор NaOH, в третью – 0,1н раствор HCl, в четвертую – дистиллированную воду, в пятую – водопроводную воду. Закрывают пробирки пробками и в течение месяца наблюдают за происходящими изменениями.

Результаты исследования представлены в таблице.

Результаты эксперимента

№ пробирки	Электролит	m ржавчины (г.)
1	NaCl	0,108
2	NaOH	0
3	HCl	0,146
4	дист. H2O	0,091
5	водопровод. H2O	0,099

В пробирке №1 относительно большое количество ржавчины. Скорость коррозии зависит от состава омывающей металл среды, хлорид ионы усиливают коррозию железа. Эта система аналогична морской воде.

К (+) 2H₂O + 2ē → 2OH^–+ H₂⁰

А (–) Fe⁰ – 2ē → Fe²⁺

Fe²⁺ + 2OH^– → Fe(OH)₂

Образовавшийся гидроксид Fe(OH)₂ окисляется до Fe(OH)₃:

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ → 4Fe(OH)₃

Продукт коррозии – Fe(OH)₃

В пробирке №2 ржавчины не наблюдается. Коррозия железа в данном случае практически отсутствует. Целостность поверхности гвоздя не нарушена, в отличие от других экспериментальных образцов. NaOH замедляет коррозию, являясь ингибитором.

В пробирке №3 ржавчины много. Это объясняется тем, что железо неустойчиво в кислой среде.

К (+) 2H⁺ + 2ē → H₂

А (–) Fe⁰ – 2ē → Fe²⁺

Fe⁰ + 2H⁺ → Fe²⁺ + H₂

Fe +2HCl → FeCl₂+H₂

В пробирке №4 мало ржавчины. Сталь слабо прокорродировала, в чистой воде коррозия идёт медленнее, так как вода слабый электролит.

К (+) 2H₂O + 2ē → H₂ + 2OH^–

А (–) Fe → Fe²⁺ + 2ē

Fe²⁺ переходит в более устойчивую форму Fe³⁺ в процессе окисления.

Продукт коррозии:

Первичный: Fe²⁺ + 2OH^– → Fe(OH)₂

Вторичный: 4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ → 4Fe(OH)₃

В пробирке №5 ржавчины образовалось больше, чем в пробирке №4. В обычной воде по сравнению с дистиллированной водой процесс коррозии идёт более усиленно, так как в обычной воде содержатся примеси различных солей, которые являются электролитами (CO₃^2-, PO₄^3-, Cl^– и др.).

К (+) 2H₂O + О₂ + 4ē → 4OH^–

А (–) Fe → Fe²⁺ + 2ē

Fe²⁺ переходит в более устойчивую форму Fe³⁺ в процессе окисления.

Продукт коррозии:

Первичный: Fe²⁺ + 2OH^– → Fe(OH)₂

Вторичный: 4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ → 4Fe(OH)₃

Вывод: результаты исследования показали, что самой агрессивной средой для железа стал раствор соляной кислоты. Коррозию железа можно уменьшить с помощью гидроксида натрия. Он замедляет процесс коррозии, а гидроксид-анионы являются ингибиторами, то есть замедлителями коррозии.

Опыт 2. Изучение коррозии при контакте металлов

Оборудование и материалы: штатив с пробирками.

Реактивы: цинк металлический, медная проволока.

Раствор: серной кислоты (0,1н).

Порядок выполнения работы

Налить в пробирку 1 см³ 0,1н серной кислоты и опустить в неё гранулу цинка. На поверхности гранулы цинка наблюдается слабое выделение водорода.

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂

Затем коснуться цинка медной проволочкой. При контакте цинковой гранулы и медной проволоки наблюдаем сразу энергичное выделение водорода у поверхности медной проволочки.

Это объясняется тем, что в серную кислоту-электролит погружены два металла с различными электродными потенциалами – Zn и Cu, при контакте которых возникает гальванический элемент. В нём происходит медленное растворение металла с более низким электродным потенциалом (Zn), а второй металл (Cu) не корродирует.

ᵠ⁰(Zn⁰/Zn²⁺) = -0,76 B

ᵠ⁰(Cu²⁺/Cu⁰)= +0,34 B

ᵠ⁰(Zn⁰/Zn²⁺) < ᵠ⁰(Cu²⁺/Cu⁰), =› Zn – анод, а Cu – катод.

На аноде идёт окисление (разрушение) цинка, а на катоде – восстановление водорода.

Схема коррозионного гальванического элемента:

А (–) Zn | Zn²⁺ ||2H⁺ | H₂ (Cu)(+) К

А (–) Zn⁰ – 2ē → Zn²⁺ анодный процесс

К (+) 2H⁺ + 2ē → H₂ катодный процесс (кислая среда)

Продукт коррозии: Zn²⁺ + SO₄^2- → ZnSO₄

Цинк корродирует с водородной деполяризацией. Коррозия меди в данных условиях невозможна, так как медь менее активный металл и играет роль катода, а на катоде восстанавливаются окислители из окружающей среды.

Вывод: коррозия металла возникает в результате контакта двух металлов в растворе электролита, из-за чего возникает гальванический элемент, на аноде которого идёт разрушение металла.

Опыт 3. Изучение защитных свойств металлических покрытий

Оборудование и материалы: штатив с пробирками.

Реактивы: железо луженое, железо оцинкованное.

Растворы: разбавленной серной кислоты, красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆].

Порядок выполнения работы

В две пробирки налить по 1 см³ разбавленной серной кислоты. В одну из пробирок опустить полоску луженого (покрытого оловом) железа, в другую – полоску оцинкованного железа. В обе пробирки с луженым и оцинкованным железом добавить по 2-3 капли раствора красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆] и подождать несколько минут.

В пробирке с луженым железом наблюдается синее окрашивание, так как в растворе присутствовали ионы железа Fe²⁺, что свидетельствует о произошедшем окислении железа. Раствор гексацианоферрата (III) калия K₃[Fe(CN)₆] является качественным реагентом на ионы Fe²⁺, в присутствии которых происходит образование берлинской лазури.

Fe²⁺+К₃[Fe(CN)₆] → КFe[Fe(CN)₆] (синее окрашивание)

Луженое железо:

ᵠ₀ (Fe⁰/Fe²⁺) = -0,44 B

ᵠ₀ (Sn⁰/Sn²⁺) = -0,136 B

ᵠ₀ (Fe) < ᵠ₀ (Sn)

Sn менее активный металл, чем Fe => катодное покрытие

Схема коррозионного гальванического элемента:

А (–) Fe | Fe²⁺ ||2H⁺ | H₂ (Sn)(+) К

Реакции в кислой среде:

А (–) Fe⁰ – 2ē → Fe²⁺

К (+) 2H⁺ + 2ē → H₂

Продукт коррозии:

Fe²⁺ + SO₄^2- → FeSO₄

При нарушении целостности катодного покрытия, между оловом и железом возникает гальваническая пара, и железо, являющееся более активным металлом, под воздействием гальванического тока начнет корродировать.

В пробирке с оцинкованным железом после добавления красной кровяной соли раствор не окрашивался в синий цвет. Значит, железо не подверглось коррозии.

Оцинкованное железо:

ᵠ₀ (Fe⁰/Fe²⁺) = -0,44 B

ᵠ₀ (Zn⁰/Zn²⁺) = -0,76 B

ᵠ₀ (Fe) > ᵠ₀ (Zn)

Zn более активный металл, чем Fe => анодное покрытие

Схема коррозионного гальванического элемента:

А (–) Zn | Zn²⁺ ||2H⁺ | H₂ (Fe)(+) К

Реакции в кислой среде:

А (–) Zn⁰ -2ē → Zn²⁺

К (+) 2H⁺ + 2ē → H₂

Продукт коррозии:

Zn²⁺ + SO₄^2- → ZnSO₄

При нарушении целостности анодного покрытия, цинк выступает в качестве протектора и начинает довольно быстро разрушаться, а металл (Fe) остаётся защищенным.

Вывод: если нарушается целостность покрытия анодного типа (оцинкованное железо), корродирует металл покрытия, а основной металл не разрушается. Если же нарушается целостность покрытия катодного типа (луженое железо), корродирует основной металл. Следовательно, анодное покрытие более надежно, чем катодное.

Заключение

При выполнении работы на основе анализа учебной и научной литературы:

Рассмотрена общая характеристика и классификация процессов коррозии металлов;

Изучен механизм электрохимической коррозии;

Изучены методы защиты металлов от коррозии.

При выполнении практической части работы:

Исследована коррозия железа в различных средах;

Изучена электрохимическая коррозия при контакте металлов;

Изучены защитные свойства анодных и катодных покрытий.

Список использованной литературы

Кофанова Н.К. Коррозия и защита металлов: учебное пособие для студентов технических специальностей. – Алчевск: Донбасский горно-металлургический институт, 2003. – 181 с.

Луканина Т. Л., Михайлова И. С., Радин М. А. Химическое сопротивление материалов и защита от коррозии.− СПб.: СПбГТУРП, 2014. – 85 с.

Мальцева Г. Н. Коррозия и защита оборудования от коррозии/ Под редакцией д. т. н., профессора С. Н. Виноградова.– Пенза: Изд-во Пенз. гос. ун-та, 2000. – 209 с.

Пахомов В. С. Коррозия металлов и сплавов: Справочник. В двух книгах. Книга 1. – М.: Наука и технологии, 2013. – 448 с.

И. В. Семенова, Г. М. Флорианович, А. В. Хорошилов. Коррозия и защита от коррозии/ Под ред. И.В. Семеновой — М.: ФИЗМАТЛИТ, 2002. – 336 с.

https://studwood.ru/1001040/tovarovedenie/korrozionnaya_problema (12.10.17)

http://works.doklad.ru/view/osVsXn4oFzM/all.html (12.10.17)

http://referatwork.ru/lectionbase/himiya/view/78041_himicheskaya_i_elektrohimicheskaya_korroziya_metallov_mery_zaschity_metallov_i_splavov_ot_korrozii (17.10.17)

http://www.okorrozii.com/elektrximichiskakorozia.html (22.10.17)

https://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/r8_2.htm (23.10.17)

https://studopedia.ru/3_48889_zashchita-metallov-ot-korrozii.html (24.10.17)

http://lektsiopedia.org/lek-37424.html (24.10.17)

Лекция 2. Термодинамика процесса электрохимической коррозии.
1.Понятие об электродном потенциале
Сегодня мы с вами будем более подробно говорить об электрохимической коррозии, рассмотрим механизм и термодинамическую возможность её протекания. Из курса общей химии вы помните, что все химические процессы делятся на обменные (то есть те, в результате которых степени окисления элементов не изменяются) и окислительно-восстановительные, протекающие, соответственно с изменением степеней окисления атомов.
Электрохимические  процессы – это  окислительно-восстановительные реакции, которые сопровождаются возникновением электрического тока или вызываются электрическим током.
В окислительно-восстановительных реакциях наблюдается взаимное превращение химической и электрической форм энергии.
Выделяют две группы электрохимических процессов:
1) процессы  превращения  электрической  энергии  в  химическую (электролиз);
2) процессы  превращения  химической  энергии  в  электрическую (гальванические элементы).
Система  из  двух  электрических  проводников  (электродов),  погруженных в  электролит, называется  гальваническим  элементом  в честь  итальянского  физика  Луиджи  Гальвани,  который  опубликовал свои электрохимические исследования в 1791 г.
Электрод – проводник первого рода, погружённый в электролит.
Электрод на котором происходит реакция окисления (то есть процесс отдачи электронов), называется анодом. Пример анодной реакции:
Сu0 – 2e = Cu2+
Электрод, на котором протекает реакция восстановления (то есть процесс принятия электронов), называется катодом. Примеры катодной реакции:
Cu2+ + 2e = Сu0
2Н++ 2е = Н2
Для понимания механизма электрохимической коррозии необходимо  установить,  какие  процессы  наблюдаются  на  границе  металл-раствор.
Рассмотрим электрохимическую систему, когда металл помещён в раствор электролита, содержащий ионы этого металла. В этом случае могут протекать процесс восстановления:
1) Мen+ + ne = Me0,
а также процесс окисления:
2) Me0 – ne = Мen+.
В первый момент скорость одного из этих процессов будет выше, чем второго.
1) Если преобладает процесс восстановления, то есть процесс принятия электронов ионами металла в растворе, сопровождаемый осаждением атомов этого металла на электроде, то на данном электроде будет накапливаться избыточный положительный заряд. Из раствора к поверхности металла будут подходить отрицательно-заряженные ионы.
2) Если преобладает процесс окисления, то есть процесс отдачи электронов ионами атомами металла, сопровождаемый растворением данного металла, то на данном электроде будет накапливаться избыточный отрицательный заряд. Из раствора к поверхности металла будут подходить положительно-заряженные ионы.
Таким образом, на границе двух соприкасающихся фаз возникает скачок потенциала, который называется электродным потенциалом (φ, В). Электродный потенциал между двумя фазами определяется переходом заряженных частиц из одной фазы в другую или избирательной адсорбцией заряженных или полярных частиц одной фазы на поверхности другой. При этом образуется двойной электрический слой.
Рассмотрим, от чего будет зависеть значение электродного потенциала. В металле и растворе имеются одинаковые ионы – ионы металла. В металле эти ионы находятся в узлах кристаллической решетки и  удерживаются в ней благодаря энергии связи ионов решетки. Чтобы вывести ион из кристаллической решетки, необходимо затратить работу, равную энергии связи ионов, которую называют работой выхода иона из металла.
В водных растворах ионы  металла связаны с  диполями  воды силами электростатического  притяжения.  Вследствие  этого  вокруг  каждого иона в большей или меньшей степени (в зависимости от величины его заряда и радиуса) образуется оболочка из диполей воды. Таким образом, в растворе ионы металла окружены полярными молекулами воды, т.е. находятся в гидратированном состоянии. Чтобы вывести ион металла из раствора необходимо совершить работу, равную энергии гидратации, т. е. энергии связи иона металла с молекулами воды.
Таким образом, установление  электродного  потенциала  на  металле  зависит  от соотношения энергии кристаллической решетки и энергии гидратации ионов. Чем выше энергия кристаллической решётки, тем более положительное значение имеет электродный потенциал, и наоборот, чем выше энергия гидратации, тем более отрицателен электродный потенциал, и, соответственно, металл химически более активен.
Независимо от энергетических соотношений, наступает динамическое равновесие между металлом и раствором его соли,  которое  характеризуется  определенным  по  величине  и  знаку равновесным (обратимым) потенциалом. 
При  равновесном  потенциале плотность анодного тока равна плотности катодного тока, а оба эти процесса идут параллельно и с одинаковой скоростью на катодных и анодных участках.
При равновесном потенциале одновременно должны соблюдаться два условия:
•  на  фазовой  границе  отсутствуют  электрохимические  и  химические превращения;
• потенциал самопроизвольно переходит к одной и той же величине как от более высоких, так и от более низких его значений.
Абсолютные  значения  электродных потенциалов  определить экспериментально и вычислить теоретически не представляется возможным.  В  связи  с  этим  их  определяют,  например,  по  отношению  к стандартному  водородному  электроду,  потенциал  которого  условно принят равным нулю.
В результате описанных процессов электроны начинают двигаться от отрицательно заряженного электрода (анода) к положительно заряженному (катоду). При этом возникает электродвижущая сила, равная разности потенциалов катода и анода.
Δφ = φкат – φан
На прошлой лекции мы установили, что критерием самопроизвольности протекания процесса является отрицательный знак изобарно-изотермического потенциала. Он связан с ЭДС гальванического элемента следующим соотношением.
ΔG = – ΔφnF,
где Δφ – ЭДС, n – количество электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процесс, F – число Фарадея, равное 96 500 Кл/моль. Таким образом получается, что если ЭДС имеет положительное значение, то данный процесс с точки зрения термодинамики может протекать самопроизвольно, и наоборот.
2. Факторы, влияющие на равновесный потенциал электрода
Значения равновесных потенциалов найдены для стандартных условий (298 К, 101,3 кПа, активность веществ 1 моль/л) и сведены в специальные таблицы. Однако коррозионные процессы, как правило, протекают не в стандартных условиях. Чтобы перейти от стандартного потенциала к равновесному потенциалу при данных условиях используют уравнение Нернста:
где φ – равновесный потенциал при данных условиях;
φ0 – стандартный потенциал;
R – универсальная газовая постоянная (8,31 кДж/кмоль К)
Т – температура (К);
n – число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе;
K – константа равновесия, равная отношению произведения молярных концентраций продуктов реакции, в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций исходных веществ, в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам.
Для  отдельного  электрода  уравнения  Нернста  записываются  с учетом следующих правил:
1) уравнение  Нернста  отдельного  электрода  условились  писать для  процесса  восстановления  независимо  от  того,  в  какую  сторону сдвинуто  равновесие,  то  есть  под  знаком  логарифма  в  уравнении Нернста в числителе стоит окисленная форма реагента, в знаменателе – восстановленная;
2) в дробном индексе при φ и φ0  над чертой ставится окисленная форма полуэлемента, под чертой – восстановленная;
3) концентрации твердых веществ  и воды в уравнение Нернста не входят.
Таким образом, для реакции Men+ + ne = Мe0 при температуре 298 K и с учётом перехода от натурального логарифма к десятичному, уравнение Нернста приобретает следующую форму:
При разбавлении раствора потенциал металла сдвигается в отрицательную  сторону.  Если,  например,  активность  ионов  Zn2+ в растворе цинковой соли равна 10 –2 моль/л, то равновесный потенциал цинка, опущенного  в этот раствор, будет равен:
E   = − 0,76 + (0,0592/2)lg10−2 = − 0,819 В
Уравнение Нернста применимо только для тех случаев, когда металл находится в состоянии равновесия с собственными ионами (равновесный потенциал). Электродные потенциалы металлов,  у  которых  в  процессе обмена,  определяющего  потенциал,  участвуют  не  только  собственные, но и другие ионы и атомы, называются неравновесными или необратимыми. Для неравновесных потенциалов формула Нернста неприменима, так как реакции, происходящие на металле, т.е. потеря и приобретение электронов, осуществляются разными путями, и потенциал  не  может  характеризовать  наступления  равновесия  какой-то  одной  реакции  на  электроде.  На  величину  неравновесных потенциалов  влияет  природа  электролита,  температура,  движение электролита, концентрация раствора и др.
Например,  потенциал  алюминия    в  3  %  NaCl  равен  −  0,6  В, в 0,05 М Na2SО4   − 0,47 В, а в 0,05 М Na2SО4  + Н2S  − 0,23 В.
В  силу  электрохимической  неоднородности  поверхности  металла или электролита на металле образуются участки с различной величиной потенциалов.  Основными  причинами,  вызывающими  электрохимическую неоднородность  металлической  поверхности,  могут  быть: 
•  неоднородность  структуры  металла  (в  углеродистых  сталях присутствуют фазы – феррит и цементит, структурные составляющие – перлит, цементит и феррит, имеющие различные электродные потенциалы);
• наличие на поверхности сталей оксидных пленок, загрязнений, неметаллических включений; 
• неравномерное  распределение  окислителя  на  границе  «металл-электролит», например, различные влажность и аэрация на различных участках поверхности металла;
•  неравномерность распределения температуры;
•  контакт разнородных металлов.
Наряду с микрогальваническими элементами, которые нельзя увидеть невооружённым глазом, в реальных системах образуются и макрогальванические  элементы, связанные, например, с контактом металлов или кристаллических фаз, характеризующихся отличающимися значениями электродных потенциалов в данных условиях. Таким образом, процесс электрохимической коррозии можно представить как совокупность работы микро- и макрогальванических элементов.
Пример 1. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента, образованного соединением медного и серебряного электродов, погружённых в растворы солей с концентрациями CM(Cu2+)=0,01 M и CM(Ag+)=0,2 M, соединённых друг с другом электрическим ключом. Напишите уравнения протекающих на электродах процессах и составьте схему гальванического элемента.
Решение: Рассчитаем потенциал каждого электрода в заданных условиях по уравнению Нернста:
Так как потенциал серебряного электрода выше потенциала медного электрода, то первый будет катодом, второй – анодом. Рассчитаем ЭДС образующегося гальванического элемента:
 
Δφ = φкат – φан = 0,758 – 0,28 = 0,478 В
 
Составим уравнения протекающих процессов:
А: Сu0 – 2e = Cu2+|1
K: Ag+ + e = Ag0  |2
 
Сu0 + 2Ag+ = Cu2+ + 2Ag0
 
Схема гальванического элемента будет иметь следующий вид:
(А) Сu0 | Сu2+ || Ag+ | Ag0 (K)
3. Механизм электрохимической коррозии
лектрохимическая  коррозия  состоит  из  следующих стадий, протекающих параллельно:
− анодный  процесс,  который  заключается  в  переходе  ионов металла с поверхности в раствор и их гидратации:
Me 0- ne = Мe n+
Men+ + mH2O = Men+ · mH2O
− катодный процесс, который заключается в  ассимиляции (захвате) электронов каким-либо окислителем, который в данном случае мы будем называть деполяризатором (D):
D + nē  = [D∙nē].
Сам же процесс принятия электронов окислителем в коррозии называют деполяризацией.
Деполяризация катода может протекать различными путями, основными из которых являются:
2H+ +2ē = H2 (водородная деполяризация, характерна для активных металлов в кислой среде)
Fe3+ + ē = Fe2+ (для малоактивных металлов, погружённых в раствор соли более активного металла)
О2  + 2Н2О + 4е =  4ОН – (кислородная деполяризация, в щелочных или нейтральных растворах)
О2  + 4Н + + 4е =  2Н2О (кислородная деполяризация, в слабо-кислых растворах).
Анодный процесс протекает преимущественно на участках с более отрицательным начальным  потенциалом поверхности, а  катодный на  более положительных.
Протекание электрического тока осуществляется на металле за счёт движения электронов от анодных участков к катодным, а в  растворе, при этом, происходит движение ионов.
 
Пример 2. Составьте схему коррозионного гальванического элемента, образующегося при погружении стального изделия с медной заклёпкой в разбавленную соляную кислоту.
 
Решение:  Медь характеризуется более высоким значением стандартного электродного потенциала (φ(Сu2+/Cu0) = 0,34 В), чем железо (φ(Fe2+/Fe0) = – 0,44 В). Следовательно, медь будет выступать в качестве катода, а железо – анода. Поскольку окисляться будет достаточно активный металл (железо), погружённый в кислую среду, то основным процессом окисления будет водородная деполяризация.
А (Fe): Fe0 – 2e = Fe2+
K (Сu): 2H+ + 2e = H2
Fe + 2H+ = Fe2+ + H2
Схема коррозионного гальванического элемента:
(A) Fe | HCl, H2O | Cu (К)
Задачи. Термодинамика процесса электрохимической коррозии
2.1 Вычислите потенциал металлов, находящихся в контакте с растворами их солей с заданной активностью катиона:
а) Fe/FeSO4; [Fe2+] = 0,01; б) Ag/AgNO3; [Ag+] = 2·10-6.
2.2 При какой активности ионов серебра потенциал серебряного электрода составит 95% от величины стандартного электродного потенциала?
2.3 При какой активности Pd2+ потенциал палладиевого электрода будет на 0,01 В меньше его стандартного электродного потенциала?
2.4 Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из двух электродов одного и того же металла, погружённых в раствор двухвалентной соли этого металла с активностями  Me2+ 0,05 и 0,00001, соответственно. Какой из электродов будет являться катодом, какой – анодом?
2.5 Вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из цинкового и свинцового электродов, погружённых в растворы их солей с активностями [Zn2+] и [Pb2+] 0,2 и 0,012?
Напишите уравнения протекающих на электродах процессах и составьте схему гальванического элемента.
2.6 Вычислите активность [Mn2+], если ЭДС гальванического элемента, образованного соединением марганцевого электрода и никелевого электрода в растворе с [Ni2+] 0,005 равна 0,882 В.
2.7 Возможно ли окислить железо 0,001 М деаэрированным раствором соляной кислоты? Концентрацию катионов Fe2+ в приэлектродном пространстве принять равной 10-6 М. Напишите уравнения электродных процессов и составьте схему гальванического элемента. Перенапряжением выделения водорода пренебречь.
2.8 В контакте находятся медная пластина и стальной винт, а оба изделия погружены в морскую воду. Напишите уравнения электродных процессов и составьте схему гальванического элемента.
2.9 В контакте друг с другом находятся никелевая и железная пластины, погружённые в раствор соляной кислоты. Напишите уравнения электродных процессов и составьте схему гальванического элемента.
2.10 На изделии из углеродистой стали находится плёнка дождевой воды.  Напишите уравнения электродных процессов и составьте схему гальванического элемента.
2.11 Возможно ли окислить железо 0,001 М аэрированным раствором соляной кислоты? Концентрацию катионов Fe2+ в приэлектродном пространстве принять равной 10-6 М, парциальное давление кислорода над раствором 0,21 атм.  Напишите уравнения электродных процессов и составьте схему гальванического элемента.