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):

Способы борьбы с коррозией - student2.ru В ; Способы борьбы с коррозией - student2.ru = - 0,26 В

Способы борьбы с коррозией - student2.ru (Fe) Fe0 – 2ē ® Fe2+ (A)

(Sn) O2­ + 2 H2O + 4ē ® 4 OH (K)

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

Способы борьбы с коррозией - student2.ru В

Способы борьбы с коррозией - student2.ru = - 0,76 В

Способы борьбы с коррозией - student2.ru (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.

Способы борьбы с коррозией - student2.ru

Рисунок 9. Схематичное изображение коррозионного процесса луженого железа

Способы борьбы с коррозией - student2.ru

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).

Способы борьбы с коррозией - student2.ru

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)

E0Fe2+/Fe = -0,44(В) > E0Zn2+/Zn = -0,76 (В) т. е. E0Fe2+/Fe имеет большую алгебраическую величину, то взаимодействие железа с раствором сульфата цинка не произойдет.

E0Fe2+/Fe = -0,44(B)< E0Сu2+/Сu = 0,34 (В) т.е. E0Fe2+/Fe имеет меньшую алгебраическую величину, чем, железо будет реагировать с раствором сульфата меди:

Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4

Электронные уравнения:

Способы борьбы с коррозией - student2.ru Способы борьбы с коррозией - student2.ru 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; СМ(Zn(NO3)2) = 0,1 моль/л;

СМ(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,

Способы борьбы с коррозией - student2.ru

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

ЕZn2+/Zn = -0,76+0,059∙lg 0,1 = –0,79 (В)

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

ЕPb 2+/Pb > ЕZn2+/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 = ЕPb 2+/Pb - ЕZn2+/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: СNi2+ = 0,001 (моль/дм3)

Найти: Как изменится величина электродного потенциал никеля?

Решение:По таблице 1 (приложение 6): Е0Ni2+/Ni0 = 0,25 (В). Рассчитаем величину электродного потенциал никеля, используя уравнение Нернста:

Способы борьбы с коррозией - student2.ru

Тогда Е Ni2+/Ni0 = Е0Ni2+/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 = (mпр/mтеор) •100 %

mтеор = (mпр/η)100 = 0,12/0,9 = 0,13 (г).

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

I = m(Zn)• F/ Мэ(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:Е0Zn2+/Zn = –0,763 В, Е0Cd/ Cd2+ = –0,403 В, так как Е0Zn2+/Zn < Е0Cd/ Cd2+, 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 Е0Zn2+/Zn < Е0Cd/ Cd2+, 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:

SO22О = 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+ + 2ē = Н2 − восстановление ионов Н+ на катодных участках.

Fe + 2Н+ = Fe2+2 − 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 Способы борьбы с коррозией - student2.ru , моль/л Способы борьбы с коррозией - student2.ru , моль/л Х У t, с I, А Способы борьбы с коррозией - student2.ru , моль/л Способы борьбы с коррозией - student2.ru , 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

Наши рекомендации