Vатм. Корр. = f (природы М, влажности, природы и с загрязнителей, рн пленки на М)

Задача 13.

Влияние рН среды на коррозию железа Fe с примесями меди Cu (рН = 3 и рН =10).

Решение.

1) Сравниваем потенциалы металлов (основного и примесей, компонентов сплава, основного металла и покрытия и т.д.). Стандартные потенциалы: Е^о_Fe^2+/_Fe = - 0,44 В < Е^о_Cu^2+/_Cu = + 0,34 В Разрушаться (окисляться) будет металл с более отрицательным потенциалом (более сильный восстановитель), т.е. Fe.

    2) Определяем равновесные потенциалы окислителей в заданной среде:

 рН = 3 ≈ 1,23 – 0,059рН ≈ 1,05 В, ≈ – 0,059рН ≈ -0,18 В

 рН = 10 ≈ 1,23 – 0,059рН ≈ 0,64 В, ≈ – 0,059рН ≈ -0,59 В

    3) Сравниваем значения потенциалов окислителей и металла, делаем вывод о возможности данного процесса коррозии:

рН = 3  - 0,44 В < 1,05 В Þ возможна коррозия с поглощением кислорода

        - 0,44 В < -0,18 В Þвозможна коррозия с выделением водорода

рН = 10 - 0,44 В < 0,64 В Þвозможна коррозия с поглощением кислорода

         - 0,44 В > -0,59 В Þневозможна коррозия с выделением водорода

4) Записываем уравнения коррозионных процессов:

рН = 3

(A): Fe → Fe²⁺  + 2                   

(К): 2H⁺ + 2  → H₂                          

    O₂ + 4H⁺ + 4  → 2H₂O  ^-

есть синее окрашивание: K₃[Fe(CN)₆] - качественный реагент на ионы Fe²⁺(гексоцианоферрат калия):

2 K₃[Fe(CN)₆] +3 Fe²⁺ = Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 6 K⁺

                                    синий цвет – «турнбулева синь».

рН = 10

(A): Fe → Fe²⁺  + 2                   

O₂ + 2H₂O + 4  → 4OH^_ нет синего окрашивания → пассивация Fe: Fe(OH)₂

Задача 14.

Имеется спай Sn с Ag. Определить возможность коррозии при эксплуатации изделия в щелочной среде (рН = 9) при контакте с кислородом. Написать уравнения коррозионных процессов.                     

Решение. По табл.1 приложения определим стандартные электродные потенциалы металлов:

B,  B,

т.к.  _,то в образующейся гальванической паре анодом будет олово, а катодом – серебро.

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

 B,

 B.

 <   Þневозможна водородная деполяризация

 >   Þ возможна кислородная деполяризация

Поскольку  <   < , то возможной будет только   коррозия олова под действием кислорода:  

               A^– : Sn → Sn²⁺  + 2  .

               K⁺ : O₂ + 2H₂O + 4  → 4OH^– .

Задача 15

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-экв. Fe и израсходовалось столько же моль-экв 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.

 

           Атмосферная коррозия - коррозия М в атмосферных условиях. Первопричина – увлажнение и загрязнение поверхности М. Загрязнители (газы SO₂, СО, СО₂, NO_x…) растворяются во влажной пленке на М:

 СО₂ + Н₂ О ↔ Н₂СО₃↔Н⁺ + НСО₃^-(рН падает, С_оx увеличивается)

Задача 16.

Fe c примесями Cu в атмосферных условиях.

Решение.

А: Fe → Fe²⁺ + 2e

K: 2Н⁺ +2e → H₂

  O₂ +4H⁺+4e→2H₂O

Дальнейшие превращения М зависят от рН пленки, природы и С загрязнителей. Экспериментально установлено, что в атмосферных условиях на Fe образуется рыхлые слои оксидов: Fe₂O₃ • FeO; FeOOH⁺. Анодная реакция идет на поверхности М, катодная – на границе оксидных слоев. В каналах – продукты коррозии (соли М, в основном сульфаты, которые увеличивают электропроводность и V коррозии повышается).

 

Аналогично протекает атмосферная коррозия у др. металлов:

М:              Pb Al Sn Cu Ni Zn Fe

V, мкм/год  4 8 12 12 32 50 200