Электрохимия (Лекции), страница 5

A^– : Sn → Sn²⁺ + 2e .

K⁺ : O₂ + 2H₂O + 4e → 4OH^– .

Пример 4.2. При коррозии железного изделия с поглощением кислорода за 3 мин образовалось 0,125г Fe(OH)₂. Вычислите объем кислорода, израсходованного на коррозию железа, силу коррозионного тока и массу металла, разрушенного коррозией.

Решение. Рассчитаем количество моль-эквивалентов образовавшегося Fe(OH)₂:

моль-экв.

Поскольку все вещества взаимодействуют в эквивалентных количествах, то разрушилось 2,8^.10^-3 моль-эквивалентов Fe и израсходовалось столько же моль-эквивалентов O₂.

моль-экв.

Тогда объем кислорода (н.у.), израсходованного на коррозию железа:

мл.

По закону Фарадея рассчитаем силу коррозионного тока:

А.

Определим массу прокорродировавшего железа:

г.

Пример 4.3. Предложите анодное покрытие для защиты железного изделия от электрохимической коррозии в кислородсодержащей среде при рН = 7, р_газ =1. Напишите уравнения коррозионных процессов при нарушении целостности покрытия.

Решение. В качестве анодного покрытия для Fe можно использовать металлы с более отрицательным значением потенциала, (например, Zn, Cr, Al и др.). Например, выберем хром, стандартный потенциал В, более отрицательный, чем В.

По уравнению Нернста определим равновесные потенциалы вероятных окислителей ( Н⁺ и О₂):

В,

В.

т.к. < , то при нарушении целостности хромового покрытия на железном изделии роль анода будет выполнять хром.

Так как < , , то в данной среде термодинамически возможна коррозия хрома с кислородной и водородной деполяризацией:

A^- : Cr → Cr³⁺ + 3e

K⁺ : O₂ + 2H₂O + 4e → 4OH^-

2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^-

В нейтральной среде хром отличается высокой коррозионной стойкостью вследствие склонности к пассивации. Продукты коррозии хрома (Cr₂O₃ , Cr(OH)₃ и др.) образуют на поверхности металла плотные труднорастворимые оксидно-солевые пленки, обладающие защитными свойствами, которые затрудняют контакт металла с окислителем и тормозят дальнейший процесс коррозии. Поэтому, хотя термодинамически коррозия возможна, железное изделие c хромовым покрытием реально не разрушается под действием коррозии.

Пример 4.4. Предложите катодное покрытие для защиты железного изделия от электрохимической коррозии в кислородсодержащей среде при рН = 8 и р_газ =1. Напишите уравнения процессов в коррозионном гальваническом элементе при нарушении целостности покрытия.

Решение. В качестве катодного покрытия для Fe можно использовать металлы с более положительным значением потенциала, (например, Ni, Cu, Ag и др.). Например, выберем медь, стандартный потенциал В, более положительный, чем .

Так как < , то при нарушении целостности медного покрытия на железном изделии роль анода будет выполнять железо.

По уравнению Нернста определим равновесные потенциалы вероятных окислителей ( Н⁺ и О₂):

В,

В.

Так как < < , то в данной среде термодинамически возможна коррозия железа с кислородной деполяризацией и невозможна коррозия с выделением водорода. Уравнения коррозионных процессов:

A^- : Fe → Fe²⁺ + 2e

K⁺ : O₂ + 2H₂O + 4e → 4OH^-­­­­-

Железное изделие при этом будет разрушаться.

Пример 4.5. Напишите уравнения электрохимической коррозии пары Sn-Zn при рН=5 и 298 К. Сколько и какого металла прокорродировало, если в процессе коррозии поглотилось 56 мл кислорода и выделилось 22,4 мл водорода? Определите, чему равен коррозионный ток, если продолжительность коррозии 20 мин.

Решение. Стандартные потенциалы металлов:

B, B,

т.к. < то в заданной гальванической паре анодом будет цинк, а катодом – олово.

По уравнению Нернста определим равновесные потенциалы вероятных окислителей ( Н⁺ и О₂):

В,

В.

Так как < , , то в данной среде термодинамически возможна электрохимическая коррозия цинка с кислородной и водородной деполяризацией:

A^- : Zn → Zn²⁺ + 2e

K⁺ : O₂ + 2H₂O + 4e → 4OH^-

2H₂O + 2e → H₂ + 2OH^- .

В соответствии с заданием определим количество моль-эквивалентов поглотившегося кислорода и выделившегося водорода (условия считаем нормальными, л/моль, л/моль):

моль-экв,

моль-экв.

Таким образом, на катоде претерпело изменение 1,2^.10^-2 моль-эквивалентов вещества. По закону эквивалентов такое же количество вещества растворится на аноде: . Масса прокорродировавшего цинка (с учетом массы моля эквивалента цинка г/моль) равна:

г.

Величина коррозионного тока определяется по закону Фарадея:

А.

Пример 4.6. Выберите протектор для защиты стальной конструкции (Fe ) в кислой среде ( рН=4) на воздухе. Напишите уравнения процессов коррозии. Рассчитайте, как изменится масса протектора, если за некоторое время в процессе коррозии поглотилось 112 мл кислорода и выделилось 112 мл водорода.

Решение. При протекторной защите к металлическому изделию непосредственно или через металлический проводник подсоединяются металл или сплав с более отрицательным значением потенциала, чем потенциал защищаемого изделия. Для железа ( В) в качестве анодного протектора можно использовать магний ( В), цинк ( В), алюминий ( В). При контакте с окислителем металл протектора растворяется, а защищаемое изделие не разрушается. Например, выберем магний. Так как < , то в паре с железом магний будет анодом.

Согласно уравнению Нернста равновесные потенциалы вероятных окислителей (Н⁺ и О₂) равны:

В,

В.

Так как < , , то в данной среде термодинамически возможна электрохимическая коррозия магниевого протектора с кислородной и водородной деполяризацией:

A^- : Мg → Мg²⁺ + 2e

K⁺ : O₂ + 4H⁺ + 4e → 2H₂О

2H⁺ + 2e → H₂ .

В соответствии с заданием определим количество моль-эквивалентов поглотившегося кислорода и выделившегося водорода (условия считаем нормальными, л/моль, л/моль):

моль-экв,

моль-экв.

Таким образом, на катоде претерпело изменение 3^.10^-2 моль-эквивалентов окислителя. По закону эквивалентов такое же количество протекторного материала растворилось на аноде: моль-экв. Масса растворившегося протектора (с учетом молярной массы эквивалента магния г/моль) равна:

г.

26