Задача 4. Коррозия металлов и защита от коррозии

Московский Энергетический Институт

(Технический университет)

Кафедра ХИЭЭ

Самостоятельная работа № 5

Тема: электрохимичекие процессы

Вариант № 16

Студент: Кобляков Антон

Группа Э-04-12

Преподаватель: Корнеева.Л.А

Задание 1

Вычислите потенциал серебряного электрода, помещенного в насыщенный раствор соли Ag₂So₄. Пр=1,2*10^-5

П_р=1,2*10^-5= 2с²*с=4с³

С_max= ³√ ( П_р/4)=0,019 моль

С [ Ag⁺ ]=2C_max=0.03 моль

Е^р_Ag⁺_/Ag= E⁰_Ag⁺_/Ag=0.059/1*lg0.03 = 0.709 В

Задание 2

2.1 Составьте схему концентрационного ГЭ, одним из электролитов которого будет электрод задачи 1, а второй подберите сами. Рассчитайте ЭДС и А_max этого гальванического элемента.

Ag|Ag₂SO₄ c=0.015 м|| AgNO₃ c=1м|Ag

C = 1 моль/л С = 0,01 моль/л

E=E_k-E_a

а(Ме) = С=0,01 моль/л

E^p_Ag+/Ag=E⁰_Ag/Ag+ lna(Me) = 0,709 B

C = 1 моль/л

E^p_Ag+/Ag=E⁰_Ag+/Ag = 0,709 B

(K-) Ag|Ag₂SO₄|| Ag₂SO4|Ag (A+)

E^p₍₂₎ = 0,799 B – (0,0591/1*lg1) B = 0,799 B

E^p=E^p₍₂₎-E^p₍₁₎

Cu⁰ + 2e—> Cu²⁺ |1

Ag⁺ + e —> Ag⁰ |2

A_max= n*F*E = 0 B

Cu⁰ + 2Ag⁺ —> Cu²⁺ + 2Ag⁰

2.2Схема гальванического элемента, катодом в котором будет электрод задачи 1, а анод подберите сами.

ГЭ: (К) Pd (А) Pb

2.2.1 Напишите электродные процессы и токообразующую реакцию E⁰_Pb2+/Pb=-0.126 B

E⁰_Pd2+/Pd= +0,987 В

(K-) Pd²⁺ +2e Pd

(A+) Pb Pb²⁺ + 2e

TOP : Pd²⁺ + Pb Pd + Pb²⁺

2.2.2 а)Термодинамический подход

E = -G_TOP/(n*F)

∆G_ТОР=∆G_прод-∆G_исх= -200,8 кДж

Е = 1,04 В

б)Электрохимический метод

E=E_k-E_a

E= 1,1 В

Небольшое различие в величинах ЭДС обусловлено наибольшей точностью термодинамического подхода в расчете ЭДС. Термодинамический подход имеет большую точность по причине того что в нем используются энергия Гиббса токообразующей реакции и число Фарадея.

2.2.3Температурная зависимость гальванического элемента.

E^p_Pd2+/Pd=E⁰_Pd2+/Pd+ lna(Me)

Температура влияет прямо пропорционально на ЭДС гальванического элемента. С увеличением температуры увеличивается разность потенциалов гальванического элемента.

2.2.4Ход поляризационных кривых

Е, В

+0,987

Е

I, мА/см²

-0.126

2.2.5U=E-Ir-∆E

Для того, чтобы повысить U необходимо увеличить c Ag⁺ то есть заменить

Ag₂SO₄ на более растворимую соль серебра например AgNO₃ или уменьшить концентрацию Сu²⁺ разбавив раствор или частично слив. Увеличить напряжение ГЭ можно, повысив ЭДС, уменьшив омические потери и поляризацию электродов.

Задача 3. Электролиз водных растворов.

Задание 1

Напишите уравнение возможных электродных процессов при электролизе водного раствора на электродах

3.1 Fe | FeSO₄ | Fe

A: Fe²⁺ + 2e —> Fe⁰

2Н⁺ + 2е —> H₂ | Электрохимическое родонирование K: Fe⁰ - 2e —> Fe²⁺ Способ очистки металлов

H₂O – 2e —> 2H⁺ + ½ O₂ |

2Fe₂ + 3/2 O₂ —> Fe₂O₃

3.1.1

U_min= E⁰

E⁰= E⁰ Fe²⁺/Fe⁰ ( 0.059/2 )*lg [ Fe⁺ ] – (E⁰* Fe²⁺/Fe⁰ + (0.059/2) lg [ Fe²⁺ ] ) + E⁰ O₂/OH^- - E⁰*H/H⁺ =1.23 В

E^p_H+/H2=-0.059pH, pH≈5, E^p_H+/H2=-0.295B

E⁰_Cu2+/Cu=0.337

Разница меньше единицы, по-этому на катоде будут проходить 2 процесса одновременно.

A: 4OH^-→O₂+2H₂O+4e

K: Cu²⁺ + 2e→ Cu

2H⁺+2e→H₂↑

3.1.2Изменятся ли электродные процессы, если заменить электроды на другие Рt ? В случае изменения показать ход поляризационных кривых.

3.1.3Pt | FeSO₄ | Pt

K: Fe²⁺ + 2e —> Fe⁰

2H⁺ + 2e —> H₂ |

А: Н₂О – 2е —> ½ O₂ + 2H⁺

E^p_O2/OH-

U_min

E⁰_Fe2+/Fe

E^p_Fe²⁺_/Fe Fe,k

3.1.3При замене исходных электродов на графитовые электроды электродные процессы не изменяются, поскольку графитовые электроды являются инертными.

Задание 3.2

Определение время необходимое для электрохимической прошивке в заготовке из Ti отверстия диаметром d=0,5 см и глубиной h=2 см. Процесс проводят в растворе NaCl при силе тока I=50 A и анодном выходе металла по току равном В_i= 50% ,р. металла 4,5 г/см³ . Напишите уравнение электродных процессов.

Ti=m/M=V*p/m= ( П* r²*h*p)/ M=0.1476 моль

E^p_H⁺_/H2 = -0,059 pH = -0,413 B

E⁰_Na⁺_/Na = -2,714 B

E^p_O2/OH^- = 0,817 B

E⁰_Cu²⁺_/Cu = 0,337 B

E⁰_Cl2/Cl^- = 1,359 B

E^p_H⁺_/H2 > E⁰_Na⁺_/Na

K: 2H⁺ + 2e → H₂

A: 4OH^- → O₂ + 2H₂O + 4e

Cu → Cu²⁺ + 2e

11.2л - 96500 А*с

q=965 А*с

0.112л - х А*с

Q(Cu) = 0,95q = 916,75

m= = 0,304 г

V = m/ = 0,034 см³

H = = 0,04 см

Задача 4. Коррозия металлов и защита от коррозии.

3.1 Определение возможности коррозии сплава Fe – Co в водном растворе CuSo₄ c концентрацией 0,02 моль/л при 298 К и относительном парциальном давлении кислорода 0,48, считая относительное парциальное давление водорода равным 1. Рассчитатйте рН раствора

3.2 Уравнение процессов, протекающих при коррозии.

ZnCl₂ → Zn²⁺ + 2Cl^-

Соль образована слабым основанием Zn(OH)₂ и сильной кислотой HСl

Гидролиз слабой части соли:

Zn²⁺ + HOH→ ZnOH⁺ + H⁺

ZnOH⁺ + HOH→ Zn(OH)₂ + H⁺

К_д2(Zn(OH)₂) = 1,5*10^-9

К_г = К_w/ К_д2(Zn(OH)₂) = 6,66*10^-6

β = (К_г/С)^1/2 = 0,01

С_Н⁺ = β*С = 4*10^-4моль/л

рН = -lgC_H⁺ = 3,39 среда кислая

E^p_H+/H2=-0.059*pH= -0.2 B

E^p_O2/OH-=1,23+0.0147lg(p_парц(О₂)) = 1,22 В

E⁰_Zn²⁺_/Zn = -0,763 B

E⁰_Sn²⁺_/Sn = -0,136 B

E⁰_Sn²⁺_/Sn > E⁰_Zn²⁺_/Zn - окисление цинка

E⁰_Zn²⁺_/Zn < E^p_H+/H2 идет водородная диполяризация

E^p_O2/OH- > E⁰_Zn²⁺_/Zn кислородная деполяризация протекает

A: Zn→ Zn²⁺+2e

K: O₂+4H⁺+4e→2H₂O

2H⁺+2e→ H₂

4.3 Способы защиты от коррозии

а) Катодное металлическое покрытие:

E(катодного покрытия) > E(компонентов сплава)

E⁰_Zn²⁺_/Zn = -0,763 B

E⁰_Sn²⁺_/Sn = -0,136 B

Для защиты можно использовать медь E⁰_Сu²⁺_/Cu = 0,521 B

При повреждении покрытия возникает коррозионный гальванический элемент

Анодный участок - Zn→Zn²⁺ + 2e

Катодный участок – процессы в зависимости от среды

Анодное металлическое покрытие

Е (анодного покрытия) < Е (компонентов сплава)

E⁰_Zn²⁺_/Zn = -0,763 B

E⁰_Sn²⁺_/Sn = -0,136 B

Для защиты можно использовать алюминий E⁰_Al³⁺_/Al = -1,662 B

При повреждении покрытия сплав – катод коррозионного элемента не корродирует:

Анодный участок Al → Al³⁺ + 3e

Катодный участок – процессы в зависимости от среды

б) протекторная защита

Е (протектора) < Е (защищаемого металла)

E⁰_Zn²⁺_/Zn = -0,763 B

E⁰_Sn²⁺_/Sn = -0,136 B

E⁰_Mn²⁺_/Mn = -1,180 B

А: Mn→Mn²⁺ + 2e - корродирует протектор

К: процессы в зависимости от среды