Лабораторная работа. Коррозия железа в контакте с углеродом в растворе NaCl.

Цель работы:

изучение условий возникновения электрохимической коррозии железа, находящегося в контакте с углеродом, влияние концентрации дополнительного окислителя на скорость коррозии.

1.Теоретическая часть

Коррозия – это необратимое самопроизвольное разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой.

По механизму протекания различают химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия металла представляет собой гетерогенную окислительно-восстановительную реакцию и наблюдается в средах, не проводящих электрический ток, например, при прямом взаимодействии металла с сухим газом (окислителем) при высокой температуре или в среде агрессивных жидких неэлектролитов.

Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость, и представляет собой гетерогенную окислительно-восстановительную реакцию, протекающую по электрохимическому механизму. Электрохимическая коррозия может протекать: 1) в водных растворах солей, кислот, щелочей, в морской воде; 2) в атмосфере влажного газа; 3) в почве.

При электрохимической коррозии на энергетически неоднородной поверхности металла или сплава возникает множество локальных микрогальванических элементов, в которых катодные и анодные участки находятся в непосредственном контакте, то есть накоротко замкнуты. На участках с более отрицательным потенциалом (анодные участки) идет анодное растворение металла, а на участках с более положительным потенциалом (катодные участки) - катодное восстановление окислителя Ох.

На анодных участках : М → Мⁿ⁺ + nе

На катодных участках : Ox + nе→ Red

Коррозия металла термодинамически возможна при условии, что потенциал окислителя положительнее потенциала металла.

, где

Е^Р_Ox/Red- равновесный потенциал окислителя в данной среде,

Е^Р_Mn+/M - равновесный потенциал металла в данной среде.

Окислителями при электрохимической коррозии чаще всего являются молекулы кислорода воздуха и ионы водорода из среды. При коррозии с участием кислорода, называемой коррозией с поглощением кислорода, или коррозией с кислородной деполяризацией, на катодных участках протекает процесс:

O₂ + 4H⁺ + 4 → 2H₂O при pH < 7

O₂ + 2H₂O + 4 → 4OH^- при pH ³ 7.

Равновесный потенциал окислителя О₂ при 298К описывается уравнением:

= 1,227 + 0,0147 lg – 0,059рН.

При коррозии с участием ионов водорода, называемой коррозией с выделением водорода или коррозией с водородной деполяризацией на катодных участках протекает процесс:

2H⁺ + 2 → H₂ при pH < 7

2H₂O + 2 → H₂ + 2OH^– при pH ³ 7.

Равновесный потенциал системы Н⁺/Н₂ при 298К описывается уравнением:

= – 0,059рН  0,0295 lg

Графически зависимость потенциалов водородного и кислородного электродов от рН приведена на рисунке 1.

Рисунок 1.

Разные металлы корродируют по-разному, в зависимости от их стандартного потенциала и рН среды:

а) если потенциал металла положительнее потенциала кислородного электрода в данной среде (область 3 рис.1), то коррозия металла невозможна. Например, золото, платина не могут корродировать ни с поглощением О₂ , ни с выделением Н₂, так как Е_ок < ;

б) если потенциал металла положительнее потенциала водородного электрода и отрицательнее потенциала кислородного электрода в данной среде (область 2), то коррозия возможна с поглощением кислорода и невозможна с выделением водорода, например:

и ;

в) если потенциал металла отрицательнее потенциала водородного электрода, то возможна коррозия как с поглощением кислорода, так и с выделением водорода (область 1). Например, щелочные, щелочно-земельные металлы, магний, алюминий, цинк и др.

Сравнение равновесных потенциалов окислителя и восстановителя позволяет установить возможность коррозионного процесса, но не дает информации о его скорости. Скорость коррозии можно характеризовать плотностью коррозионного тока i_кор .

Рисунок 2. Коррозионная диаграмма для коррозии с поглощением кислорода

Если скорость коррозии определяется лимитирующей стадией катодного восстановления кислорода, то она ограничена скоростью диффузии растворенного кислорода к поверхности металла (рис.2)., при этом коррозионный ток i_кор равен предельной плотности тока i_dО2 восстановления кислорода:

i_d = , где

 коэффициент диффузии кислорода;  концентрация кислорода в растворе;  

толщина диффузионного слоя. i_кор возрастает при перемешивании раствора и увеличении концентрации растворенного кислорода и имеет экстремальную зависимость от температуры.

Если лимитирующей катодной стадией коррозии является выделение водорода (рис.3), то скорость коррозии определяется скоростью восстановления водорода. На рис.3 i_кор зависит в равной мере от катодного и анодного процессов и возрастает с увеличением температуры и концентрации ионов водорода. При работе микрогальванических коррозионных элементов потенциал анодного процесса смещается в более положительную сторону, а катодного  - в более отрицательную (как в гальваническом элементе). При некотором токе i_кор кривые пересекаются. При этом на поверхности металла устанавливается стационарный потенциал Е_с, или потенциал коррозии Е_кор. (Ток анодного растворения металла равен току катодного восстановления окислителя. Омическое падение потенциала практически равно нулю, так как анодные и катодные участки непосредственно контактируют друг с другом.).

На скорость коррозии влияет также природа материала катодных участков. Такие примеси, как платина, кобальт, никель, палладий, катализируют выделение водорода, поэтому скорость катодного процесса на них будет выше, а поляризация меньше, чем на чистом М ( i’ – на рис.3). Другие металлы( например, ртуть, свинец, кадмий), напротив, увеличивают перенапряжение водорода (поляризация катодной кривой увеличится i” – на рис.3).

Рисунок 3. Коррозионная диаграмма для коррозии с выделением водорода.

Скорость коррозии может лимитироваться и анодной реакцией, например, при коррозии металлов, способных переходить в пассивное состояние (хром, никель, алюминий, железо и другие) после контакта с окислителем. Пассивность металла – это состояние повышенной коррозионной стойкости, вызванное торможением анодной реакции в результате образования на поверхности металла оксидных, гидроксидных или иных защитных слоёв. Так, например, железо и стали пассивируют в основных средах при рН 9-12 в присутствии растворенного кислорода. Также железо переходит в пассивное состояние в концентрированных кислотах H₂SO₄ и HNO₃.Однако наличие ионов Cl^- препятствует образованию пассивных пленок на железе и многих других металлах, ионы Cl^- являются активаторами коррозии.