Методика выполнения работы

Испытанию подвергают три образца из данного металла или сплава при заданных температурах.

Испытываемые пластинчатые образцы зачищают наждачной бумагой и измеряют штангенциркулем с точностью до ±0,1 мм. Затем образцы обезжиривают, протирают фильтровальной бумагой, помещают в фарфоровые тигли и взвешивают на аналитических весах вместе с тиглями. Тигли с образцами помещают в нагретые до температуры испытаний печи, и по истечении заданного времени извлекают из печи, охлаждают и взвешивают.

Порядок проведения работы

1. Подготовить к испытаниям три образца, измерить их и взвесить вместе с тиглями. Данные занести в приведенную ниже таблицу.

Показатели испытаний	Образцы
	1	2	3
Материал образца
Размеры образца, мм
Площадь поверхности образца S, мм2
Начальная масса образца с тиглем m0, г
Температура печи, К
Продолжительность испытания , ч
Масса образца с тиглем после испытаний m, г
Удельное увеличение массы, г/м2
Показатель , г/(м2ч)

2. Поместить образцы в предварительно нагретые печи на определенное время (металл, время нагрева и температура печи задаются преподавателем).

3. Охлажденные образцы взвесить и данные также занести в таблицу.

4. Рассчитать значения m и

5. На основании полученных данных построить графики Δm⁺ = f(τ) или lgK_m⁺ = f(1/T) по указанию преподавателя.

6. Сделать вывод о влиянии времени и температуры выдержки на процесс окисления металла.

7. Пользуясь таблицами 1 и 2, рассчитать глубину коррозионного разрушения заданного преподавателем сплава.

Необходимое оборудование

1. Муфельная печь.

2. Образцы.

3. Аналитические весы.

4. Штангенциркуль.

5. Тигли, щипцы.

Содержание отчета

1. Ответы на контрольные вопросы.

2. Таблица результатов.

3. График Δm⁺ = f(τ) или lgK_m⁺ = f(1/T).

4. Расчет глубины коррозионного разрушения.

5. Выводы

.

Контрольные вопросы

1. Что такое газовая коррозия?

2. Понятия жаропрочности и жаростойкости.

3. В чем проявляется влияние температуры и состава газовой среды на скорость коррозии металлов?

4. Какой ущерб может быть нанесен стали при газовой коррозии?

5. Основные методы удаления окалины.

Лабораторная работа 2 Определение электродных потенциалов металлов

Цель работы: определение значений электродных потенциалов металлов в различных электролитах.

Теоретические сведения

При контакте металла с раствором электролита между ними возникает разность электрических потенциалов, которую называют электродным потенциалом. Существует два типа электродных потенциалов – обратимый (равновесный) и необратимый (неравновесный).

Обратимый электродный потенциал металла возникает при контакте металла с раствором, содержащим одноименные ионы. Например, если медные пластинки помещены в раствор СuSO₄, то потенциал будет определяться реакцией Cu Cu²⁺ + 2e.

Металл находится в равновесии с собственными ионами (поэтому часто его называют равновесным электродным потенциалом) и обратимо обменивает катионы с раствором. Состояние равновесия характеризуется тем, что скорости прямого (анодного) и обратного (катодного) процессов равны ( = ). Потери массы металла при этом не происходит (Δm = 0), т.е. металл не корродирует.

Обратимый электродный потенциал можно рассчитать по термодинамическим данным

, (1)

где  стандартный потенциал металла, т.е. обратимый потенциал металла при активности его ионов в растворе, равной единице, В;

R  постоянная газовая универсальная, равна 8,314 Дж/(мольК);

Т  абсолютная температура, К;

n  число электронов, принимающих участие в электродном процессе (валентность ионов металла);

F  постоянная Фарадея, равна 9,64810⁴ Кл/моль;

 активность ионов металла в растворе.

, (2)

где m  моляльность, т.е. концентрация электролита, моль/кг;

n+  количество катионов (ионов металла), образующихся при диссоциации молекулы растворенной соли металла;

γ  средний коэффициент активности электролита данной моляльности.

Заменив в формуле (1) натуральный логарифм на десятичный и подставив известные значения постоянных R и F получим для 25 °С

. (3)

Стандартные электродные потенциалы широко используемых в технике металлов, выраженные в водородной шкале, приведены в табл. 3. Электродные потенциалы, дают не только сведения о возможности или невозможности протекания коррозионных процессов, но и количественную оценку движущих сил процесса. Однако прямой зависимости между потенциалом и скоростью коррозии нет, так как в действие вступают и другие факторы.

В табл. 3 металлы расположены по увеличению стандартного электродного потенциала и разделены на пять групп, границами между которыми являются равновесные потенциалы водородного (-0.414 и 0.000 В) и кислородного (0.815 и 1.230 В) электродов в нейтральных (pH = 7) и кислых растворах (pH = 0).

Металлы, имеющие несколько степеней окисления (Fe, Co, Pb), характеризуются несколькими потенциалами, относящимися к различным электродным реакциям, и могут попадать в различные группы коррозионной стойкости.

Таблица 3

Стандартные электродные потенциалы металлов при 25 ^оС и термодинамическая характеристика их коррозионной стойкости

Характеристики термодинамической стабильности металлов	Электродная реакция	Потенциал , В
1. Металлы повышенной термодинамической нестабильности. Могут корродировать даже в нейтральных водных растворах, не содержащих кислорода и других окислителей	Mg Mg2++2e Al Al3++3e Ti Ti2++2e Zn Zn4++4e Ti Ti3++3e Mn Mn2++2e Cr Cr2++2e Zn Zn2++2e Cr Cr3++3e Fe Fe2++2e	-2,37 -1,66 -1,63 -153 -1,21 -1,18 -0,913 -0,762 -0,740 -0,440
2. Металлы термодинамически нестабильные. Устойчивы в нейтральных средах при отсутствии кислорода. В кислых средах могут корродировать и в отсутствии кислорода	Cd Cd2++2e Mn Mn3++3e Co Co2++2e Ni Ni2++2e Mo Mo3++3e In Jn2++2e Pb Pb2++2e W W2++2e Fe Fe2++2e	-0,402 -0,283 -0,277 -0,250 -0,200 -0,136 -0,126 -0,110 -0,037
3. Металлы промежуточной термодинамической стабильности. В отсутствие кислорода и других окислителей устойчивы в кислых и нейтральных средах	In Jn4++4e Cu Cu2++2e Co Co3++3e Cu Cu++e Hg Hg++e Ag Ag++e	+0,007 +0,337 +0,418 +0,521 +0,789 +0,799
4. Металлы высокой стабильности, не корродируют в нейтральных средах при наличии кислорода. Могут корродировать в кислых средах при наличии кислорода или других окислителей	Hg Hg2++2e Pt Pt3++3e	+0,854 +1,190
5. Металлы полной стабильности. Устойчивы в кислых средах при наличии кислорода. Могут растворяться в комплексообразователях при наличии окислителей	Au Au3++3e Au Au++e	+1,50 +1,68

Как видно из табл. 3, большинство металлов являются термодинамически неустойчивыми в природных условиях. Только металлы, находящиеся в четвертой и пятой группах, и называемые благородными, можно рассматривать как вполне устойчивые. Но так как термодинамическая устойчивость зависит не только от металла, но и от коррозионной среды, даже и эти металлы при определенных условиях могут корродировать (например, золото растворяется в средах, содержащих комплексообразователи и окислители). И наоборот, даже наиболее активный металл литий является термодинамически стабильным в жидких предельных углеводородах, не содержащих воды и кислорода.

В коррозионной практике обратимые потенциалы возникают очень редко, т.к. металлы чаще контактируют с чужеродными ионами.

Необратимый электродный потенциал возникает при контакте металла с раствором, содержащем посторонние ионы. В таких системах в процессе обмена, определяющего потенциал металла в электролите, участвуют не только ионы данного металла, но и другие ионы или атомы (Н⁺, О₂ и пр.). При этом анодный процесс осуществляется в основном ионами металла( > ), а катодный процесс  преимущественно другими ионами ( < ). Необратимые электродные потенциалы не могут быть рассчитаны теоретически и поэтому определяются экспериментально.

Устойчивое во времени значение необратимого электродного потенциала, при котором сумма скоростей анодных процессов равна сумме скоростей катодных процессов, называют стационарным потенциалом металла.

В настоящее время нет достаточно надежных методов экспериментального определения электродных потенциалов, поэтому их определяют по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого при всех температурах условно принят равным нулю. Часто при измерении электродных потенциалов металлов вместо водородного электрода применяют хлорсеребряный (хсэ), а затем пересчитывают полученные значения на водородную шкалу. Приняв во внимание, что потенциал хлорсеребряного электрода по отношению к стандартному водородному электроду равен +(201±3) мВ получим формулу для перерасчета:

φ_н = 0,201 + φ_хсэ , (4)

где φ_н  потенциал металла по отношению к водородному электроду, В;

φ_хсэ  измеряемый потенциал металла по отношению к хлорсеребряному электроду, В.

Для решения вопроса, является ли электродный потенциал металла обратимым или необратимым, следует рассчитать по уравнению (3) несколько потенциалов для растворов с различной активностью ионов металла (активность рассчитывается по уравнению (2) с использованием данных табл. 4), и сопоставить их с потенциалами, полученными опытным путем при тех же условиях. В случае близкого совпадения можно считать, что металл приобретает в данном растворе обратимый потенциал.

Таблица 4

Коэффициенты активности электролитов в водных растворах при 25 °С

Электролит	Молярная концентрация, моль/дм3
	0,001		0,01		0,1		1,0
CuSO4		0,740		0,400		0,150		0,047
NiSO4		-		-		0,150		0,043
ZnSO4		0,700		0,387		0,150		0,044
FeCl2		0,890		0,750		0,525		0,519
FeCl3		0,800		0,590		0,410		0,420