Глава 5. Электрохимия.

Электрохимия - раздел химии, изучающий процессы, которые протекают под действием электрического тока или сопровождаются возникновением электрического тока в результате химической реакции. Электрохимические процессы являются гетерогенными окислительно - восстановительными процессами и протекают на границе раздела фаз.

Все электрохимические процессы делятся на две группы:

- самопроизвольные процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванические элементы, электрохимическая коррозия металлов), для которых ΔG<0.

- несамопроизвольные процессы (ΔG>0) превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Возникновение скачка потенциала на границе металл - раствор электролита.

Электродами называются проводники, имеющие электронную проводимость (металлы, графит) и находящиеся в контакте с ионным проводником (раствором или расплавом электролита).

Ионно-металлический электрод - это металл (Ме), погруженный в раствор, содержащий собственные катионы (Ме^z+).

Схема ионно-металлического электрода:

Ме⁰ ‌| Ме^z+(C(Ме^z+),

где вертикальная черта – | обозначает поверхность раздела фаз металл–раствор; С(Ме^z+) – молярная концентрация катионов металла в растворе, моль/л.

При погружении металла в раствор катионы поверхностного слоя металла взаимодействуют с ориентированными у поверхности металла полярными молекулами воды и ионами металла в растворе. В результате возникает равновесие:

растворение

Ме _^ Ме^Z+ + zе.

осаждение

В зависимости от природы металла могут реализоваться две ситуации. А – так называемые «активные металлы», для которых скорость растворения выше скорости осаждения и В – «пассивные металлы», для которых скорость осаждения выше.

Активный металл Пассивный металл

В случае активных металлов металл приобретет некоторый избыточный отрицательный заряд φ(Ме) < 0 , а раствор равный по величине положительный заряд. В случае пассивных металлов ситуация обратная φ(Ме) > 0. Вблизи поверхности металла реализуется пространственное распределение заряда или Двойной Электрический Слой (ДЭС). ДЭС имеет сложное строение: в нем выделяют I – плотную часть ДЭС (образована ионами, находящимися на минимальном расстоянии от поверхности металла; и II – диффузную часть ДЭС (образована ионами, отошедшими вглубь раствора вследствие теплового движения). Соответственно распределяется электрический потенциал. Суммарная толщина I+II составляет несколько ангстремов, поэтому говорят, что потенциал на границе металл/раствор электролита изменяется скачком.

В электрохимии принято записывать электродные реакции, как реакции восстановления, то есть в левой части уравнения находятся окисленные формы, а в правой восстановленные. С учетом этого равновесие на границе металл/раствор записывается:

Ме^Z+ _(р-р) + ze _^ Ме _(к)

Равновесию соответствует равновесный потенциал ионно-металлического электрода – _р(Ме^z+|Me), В, величина которого зависит от свойств металла – ⁰(Ме^z+|Me) , В, молярной концентрации ионов металла в растворе и температуры (Т, К). Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

(Ме^z+|Me) = ⁰(Ме^z+|Me) + lnC(Me^z+) ,

которое при Т=298 К имеет упрощенный вид:

(Ме^z+|Me) = ⁰(Ме^z+|Me) + lgC(Me^z+)

где ⁰(Ме^z+|Me) - стандартный потенциал ионно-металлического электрода в растворе с концентрацией катионов металла (Ме^z+), равной 1 моль/л и Т = 298 К (позднее будет рассмотрено, как он измеряется). ⁰(Ме^z+|Me) - характеризует окислительно-восстановительные свойства металла;

z - число электронов, принимающих участие в электродной реакции.

Газовые электроды состоят из металлического проводника (чаще всего платины), контактирующего одновременно с газом и электролитом.

Металлический проводник не принимает участия в электродной реакции, а служит для передачи электронов газа к ионам в растворе и наоборот.

Водородный электрод - это инертный металл (чаще всего платинированная платина), соприкасающийся с ним электролит с определенным рН и газообразный водород (Н₂), омывающий металл в виде пузырьков.

На границе раздела фаз: Pt, H₂ | раствор в зависимости от рН раствора устанавливается равновесие:

а) в кислой среде (рН < 7)

2H⁺ + 2e H₂

схема водородного электрода

Pt, H₂ | H⁺ ;

б) в щелочной и нейтральной средах (рН  7)

2H₂O + 2e H₂ +2OH^–

схема водородного электрода

Pt, H₂ | OH^– .

Величина потенциала водородного электрода – (н₂), B зависит от рН раствора и при Т = 298 К определяется:

(н₂) = –0,059•рН

Потенциал водородного электрода при концентрации в растворе ионов водорода равной 1 моль/л, давлении газообразного водорода 1 атм и температуре 298 К – ⁰(2H⁺|H₂) принят равным нулю . Относительно данного стандарта можно измерять потенциалы других электродов.

Кислородный электрод – устроен аналогично водородному, но использует газообразный кислород, омывающий металл в виде пузырьков.

На границе раздела фаз: Рt, O₂| раствор в зависимости от рН раствора устанавливается равновесие:

а) в кислой среде (рН < 7)

О₂ + 4Н⁺ + 4е 2Н₂О

схема кислородного электрода

Рt, O₂ | Н⁺ ;

б) в щелочной и нейтральной средах (рН  7)

О₂ + 2Н₂О + 4е 4ОН ^–

схема кислородного электрода

Рt, O₂ | ОН^– .

Величина потенциала кислородного электрода (О₂) при Т = 298 К и максимальной растворимости кислорода в воде при этой температуре, равной С(О₂) = 2,6•10^-4 моль/л, рассчитывается по уравнению:

(О₂) = 1,213 – 0,059·рН

Стандартные электродные потенциалы. Электрод, потенциал которого сравнивается с потенциалом водородного электрода, должен находиться также в стандартных условиях. Потенциал электрода, измеренный при стандартных условиях (температура 298 К, давление 1 атм и концентрация ионов в растворе равная 1 моль/л), относительно стандартного водородного электрода, называется стандартным электродным потенциалом и обозначается ⁰(Ме^z+|Me). Измеряется в Вольтах - В. При измерении cтандартного потенциала электрода металлическую пластину помещают в раствор с концентрацией ионов металла равной 1 моль/л и эту систему соединяют электролитическим мостиком со стандартным водородным электродом. Электролитический мостик - это U-образная трубка, заполненная проводящим ток раствором.

Устройство, состоящее из соединенных между собой двух различных электродов, называется гальваническим элементом. Если цепь разомкнута, то на каждом электроде устанавливается равновесие с отвечающим ему электродным потенциалом:

Ме^Z+ _(р-р) + ze _^ Ме _(к) ; ⁰(Ме^z+|Me).

2Н⁺ _(р-р) + 2е _^ Н_2(г); ⁰(2H⁺|H₂).

Поскольку ⁰(Ме^z+|Me)  ⁰(2H⁺|H₂)_,то разность электродных потенциалов можно замерить. Электродвижущей силой гальванического элемента (эдс) – E называется разность электродных потенциалов:

Е = ⁰(Ме^z+|Me)  ⁰(2H⁺|H₂)

Так как, ⁰(2H⁺|H₂) = 0 , то измеряемая эдс элемента - это потенциал медного электрода по отношению к водородному. Таким образом, потенциалы металлов можно сравнивать по эдс гальванической цепи с водородным электродом. Располагая металлы в порядке возрастания значений стандартных электродных потенциалов ⁰(Ме^z+|Me) получают электрохимический ряд напряжений металлов. Из величин стандартных электродных потенциалов следует, что чем меньше величина ⁰(Ме^z+|Me)_, тем легче металл отдает электроны и труднее восстанавливается.

Гальванические элементы. Гальванические элементы используются не только для определения стандартных величин электродных потенциалов. Рассмотрим их работу для случая, когда гальванический элемент состоит из двух различных металлов (меди и цинка), каждый из которых помещен в раствор своей соли (элемент Даниэля-Якоби). Растворы разделены пористой перегородкой, препятствующей перемешиванию. Гальванический элемент изображают схемой:

 (А) Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu (K) 

В ситуации, когда внешняя цепь разомкнута, на каждом из металлов установится равновесие, с соответствующим электродным потенциалом:

Zn²⁺ _(р-р) + 2e _^ Zn_(к) ; (Zn²⁺|Zn) (1)

Cu²⁺ _(р-р) + 2e _ ^ Cu_(к) ; (Cu²⁺|Cu) (2)

Поскольку (Zn²⁺|Zn)< (Cu²⁺|Cu), то цинковый электрод в данной паре приобретет заряд (), а медный - заряд (). При замыкании цепи электроны по внешней цепи потекут от электрода с меньшим потенциалом к электроду с большим потенциалом. В результате на цинковом электроде образуется недостаток электронов, что в соответствии с принципом Ле-Шателье приведет к смещению равновесия в реакции (1) сторону обратной реакции, т.е. растворения металла. Процессы окисления (отдачи электронов) называются анодными процессами. Электроды, на которых происходят процессы окисления называются анодами.

Анодный процесс: Zn_(к) - 2e _^ Zn²⁺ _(р-р)

На электроде с большим электродным потенциалом (Cu) появится избыток электронов, что приведет к смещению равновесия в (2) в сторону осаждения ионов из раствора. Процессы восстановления (присоединения электронов) называются катодными процессами. Электроды, на которых происходят процессы восстановления, называются катодами.

Катодный процеcс: Cu²⁺ _(р-р) + 2e _^ Cu_(к)

В схеме гальванического элемента аноды изображают слева и обозначают буквой (А), катоды справа и обозначают буквой (К). Суммируя два этих процесса, получим токообразующую реакцию:

Zn_(к) + Cu²⁺ _{(р-р) }^ Zn²⁺ _(р-р) + Cu_(к)

Суммирование катодного и анодного процессов проводится с учетом того, что число электронов в этих процессах должно быть одинаково. Разность потенциалов электродов - причина возникновения электрического тока в гальваническом элементе. Поэтому гальванические элементы используются в качестве источников электрической энергии. Разность потенциалов катода и анода – электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС) - Е:

Е = _катода  _анода = (Cu²⁺|Cu)  (Zn²⁺|Zn)

Э.д.с. гальванического элемента связана с энергией Гиббса:

G =  z(B)FE ,

где z (B) – эквивалентное число; F – постоянная Фарадея

(96485 Кл/моль).

Отсюда следует условие работы гальванического элемента: Е>0 или электродный потенциал катода должен быть больше электродного потенциала анода.

Коррозия металлов. Коррозия металлов – самопроизвольное разрушение металлов при их химическом, электрохимическом и биохимическом взаимодействии с окружающей средой.

Коррозия - самопроизвольный процесс (G<0). Большинство металлов (за исключением наименее активных – золота, платины) в атмосферных условиях являются неустойчивыми к коррозии. Масштабы коррозии весьма велики. По имеющимся оценкам, примерно одна треть всего добываемого металла выбывает из употребления по причине коррозии. Однако, основной вред коррозии связан с порчей металлических конструкций, имеющих гораздо большую ценность, по сравнению с металлом, из которого они сделаны. Колоссальные средства тратятся на защитные мероприятия. Характер разрушения металла может быть различным в зависимости от условий протекания процесса и свойств металла.

По механизму протекания коррозионного процесса различают два вида коррозии :

1. Химическая коррозия - это окисление металлов, не сопровождающееся возникновением электрического тока.

2. Электрохимическая коррозия  - это окисление металлов или сплавов в среде электролита и сопровождающееся возникновением электрического тока.

По условиям протекания коррозионного процесса

1. К химической коррозии относят:

– газовую коррозию  - это коррозия металлов при полном отсутствии конденсации влаги на поверхности. Наблюдается при коррозии металлов при повышенных температурах (образование окалины на железе при высоких температурах);

– коррозию в неэлектролитах - относится к воздействию на металл агресссивных органических веществ, не имеющих заметной электропроводности (железо в нефти, бензине вследствие примесей серы и ее соединений).

2. К электрохимической коррозии:

– коррозию в электролитах. К этому виду относится действие на металлы природных вод и большинства водных растворов.

– почвенную коррозию - относится к действию на металл грунта.

– атмосферную коррозию  - коррозию металлов в атмосфере. Это наиболее распространенный тип коррозии.

– электрокоррозию  - вызываемую приложенным извне электрическим током.

– контактную коррозию - вызываемую контактом с металлом, имеющим больший электродный потенциал по сравнению с основным металлом.

– коррозию под напряжением - одновременное воздействие коррозионной среды и механического напряжения

– биокоррозию, при которой коррозия ускоряется продуктами жизнедеятельности микроорганизмов.

По виду коррозионного разрушения выделяют:

– сплошную коррозию - если коррозия распространяется на всю поверхность металла. Бывает равномерной и неравномерной.

– местную (локальную);

– избирательную (разрушается только один компонент сплава);

– межкристаллитную – разрушению подвергаются пограничные участки между зернами, что приводит к ослаблению связи между ними;

– транскристаллитную коррозию – когда под действием напряжений коррозионные трещины распространяются через ряд зерен металла.

Местные виды коррозии гораздо более опасны, чем сплошные, т.к. при относительно малой величине окислившегося металла изделие приходит в негодность.

Электрохимическая коррозия.

По определению, электрохимическая коррозия сопровождается возникновением электрического тока. Ток возникает в результате образования гальванического элемента, который в этом случае называется коррозионным гальваническим элементом (КГЭ).

Особенности строения КГЭ:

1. Анод и катод находятся на поверхности корродирующего металла. Анодами являются участки с меньшим значением  , а катодами – с большими значением  . Причем эти участки могут являться другим металлом (примесь), а могут быть тем же металлом, но иметь другое значение  , вследствие физических причин (напряжения, трещины и т.д.).

2. Аноды и катоды имеют очень малые размеры (микроаноды и микрокатоды) и чередуются на поверхности.

3. Отсутствует внешняя электрическая цепь и электроны движутся внутри металла.

Работа КГЭ. В этом гальваническом элементе анодом является корродирующий металл который будет переходить в раствор в виде ионов:

анод: Ме_(к) - ze _^ Ме^Z+_(р‑р) (коррозия металла)

На аноде будет образовываться избыток электронов. Для развития процесса коррозии необходим окислитель - Ох для связывания электронов и смещения равновесия Me - ze _^ Me^Z+ вправо. Такое вещество или ион называют деполяризатором. На Восстановление деполяризатора - окислителя происходит на катоде

катод:Ox + e _^ Red (связывание избытка электронов)

окисленная форма восстановленная форма

При коррозии в атмосферных условиях обычными деполяризаторами являются кислород воздуха (растворенный в воде), ионы H+ идаже самавода.

Кислородная деполяризация. Коррозия с участием О₂ называется коррозией с кислородной деполяризацией. В этом случае КГЭ имеет строение

(А)Me | Н₂О, ох: О₂,| Me (K);

 (О₂) = 1,213 – 0,059 рН + 0,0147 lgP(O₂)

Анодный процесс: Me –ze = Me ^{Z +} _(р–р)

Катодный процесс. В зависимости от рН протекают две реакции:

в щелочных и нейтральных растворах (рН> 7)

О₂ + 2Н₂О + 4е = 4ОН^– ;

в кислых растворах (pH<7)

О₂+ 4Н⁺+ 4е = 2Н₂O .

Водородная деполяризация Коррозия с выделением Н₂ на катоде называется коррозией с водородной деполяризацией. КГЭ имеет строение

(А)Me | Н₂О, ох: Н+, Н₂О | Me (K)

 (Н+ | Н₂) = – 0,059 рН + 0,0295 lgP(H₂)

Анодный процесс: Me – ze = Me ^Z+ _(р–р) .

Катодный процесс. В зависимости от рН среды также протекают две реакции:

в кислых растворах (pH<7):

2Н⁺  + 2е  = Н₂(г) ;

в щелочных и нейтральных растворах (рН7)

2Н₂О + 2е = Н₂(г)+2ОН^– .

Термодинамический аспект электрохимической коррозии. Электрохимическая реакция возможна, если электродный потенциал катода больше электродного потенциала анода. В роли катода выступают кислородный или водородный электроды, которые образуются на катодных участках металла. Поэтому с какой деполяризацией пойдет коррозия (кислородной или водородной) можно ответить сравнивая электродные потенциалы металла с электродными потенциалами кислородного и водородного электродов. При этом учитывается зависимость величин электродных потенциалов кислородного и водородного электродов от рНсреды.

В соответствии с этим графиком:

– если металл (анод) имеет стандартный электродный потенциал больше потенциала кислородного электрода:

(Ме^z+|Me) > (O₂) (область 3), то коррозия не идет (золото);

– если потенциал металла промежуточен по величине:

(2H⁺|H₂) < (Ме^z+|Me) < (O₂) (область 2) то идет коррозия с кислородной деполяризацией (медь);

– если потенциал металла меньше потенциала водородного электрода: (Ме^z+|Me) < (2H⁺|H₂) < (O₂) (область 1), то коррозия возможна с обоими типами деполяризации (магний, алюминий).

Кинетический аспект электрохимической коррозии.

Лимитирующими стадиями коррозии могут быть:

• катодные реакции восстановления окислителя (катодный контроль);

• анодная реакция окисления металла (анодный контроль).

Катодный контроль встречается чаще. В реакциях с поглощением кислорода растворимость кислорода в воде мала (~2,6·10^–4 моль/л), поэтому реакция контролируется скоростью диффузии кислорода. Возрастает при перемешивании и зависит от температуры. В реакциях с выделением водорода диффузия роли не играет. Скорость возрастает с увеличением температуры и уменьшением величины рН. Некоторые металлы (Pt, Co, Ni…) катализируют выделение Н₂.

Анодные реакции являются лимитирующими для некоторых металлов (Al, Cr, Ni, Ti, Zr). Данные металлы склонны к пассивации или пассивности. Пассивность металла – состояние его повышенной коррозионной устойчивости, вызванное торможением анодного процесса. Пассивность вызывается образованием на поверхности оксидных защитных слоев (Al₂O₃, Cr₂O₃, NiO, TiO₂, ZrO₂). Некоторые ионы (Сl^–) разрушают пленки оксидов металлов и ускоряют коррозию.

Защита металлов от коррозии.Для защиты металлов от коррозии используют следующие методы

1) Изменение состава металла – легирование.

С целью повышения коррозионной стойкости производят легирование металла, т.е. введение в его состав веществ , повышающих химическую стойкость( Ni, Cr, W до 10%) , также используют Mn, Si, Mo, Ti и др. Их введение приводит к улучшению защитных свойств оксидной пленки на поверхности металла. Для легирования часто применяют Cr, Si, Al, при высоких температурах они окисляются быстрее железа и образуют на поверхности плотные оксидные пленки, защища-ющие от коррозии. Сплав, в состав которого входят 30% Cr, 5% Al, ,5% Si, устойчив на воздухе до 1300 ⁰С. Для повышения коррозионной стойкости никеля при нагреве его на воздухе проводят легирование хромом. Сплав (80% Ni, 20% Cr) устойчив при нагреве до 1150 ⁰С и является одним из лучших жаропрочных сплавов.

2)Защитные покрытия - это слои, искусственно создаваемые на поверхности металлических изделий для изоляции металла от окружающей среды. Покрытия могут быть металлическими (цинкование, лужение, хромирование, меднение, никелирование) и изолирующего действия - неметаллические неорганические (оксидные, фосфатные), неметаллические органические (лакокрасочные и полимерные смазки, битумы, эмали, краски).

a) металлические покрытия по характеру защитного покрытия делятся на анодные и катодные.

(A)Fe | H₂O, ox: O₂, H⁺| Ni (K) (A) Zn | Н₂O, ox: O₂, H⁺ | Fe (K)

Анодным называется покрытие, стандартный потенциал которого меньше, чем у защищаемого металла (покр.) < (металла). При нарушении анодного покрытия возникает коррозионный ГЭ, где металлическое покрытие играет роль анода и корродирует. Защитное действие анодного покрытия сохраняется и при появлении трещин, царапин и т.д.

Катодным называется покрытие, стандартный потенциал которого больше, чем у защищаемого металла (покр.) > (металла). При нарушении катодного покрытия (трещины, царапины) образуется ГЭ, в котором металлическое покрытие будет катодом, а защищаемый металл - анодом. Нарушение целостности покрытия усиливает коррозию. Для нанесения металлических покрытий используют различные процессы;

б) неметаллические неорганические покрытия ( неорганические эмали, оксиды, фосфаты). Эмали - стеклообразные покрытия на поверхности металла. Обычно силикатные, основа - кремнезем SiO₂ . Эмалируют как черные, так и цветные металлы. Защитные оксидные покрытия, фосфатные покрытия получаются в результате химической обработки. Оксидированные стали получают погружением детали в ванны с горячим концентрированным раствором щелочей, в который вводят окислители (нитриты, хлораты металлов);

в) органические (лакокрасочные) покрытия. Лаки состоят из полимеризующейся смолы или масла и летучего растворителя. Краски - частицы пигмента, распределенные в органическом веществе. Пигменты - TiO₂, Fe₃O₄, PbCO₃ и другие соединения. В качестве органического вещества в составе красок используют различные масла природного или синтетического происхождения.

3) Электрохимическая защита применяется двух видов:

a) протекторная защита. К защищаемому изделию присоединяют другой более активный металл (с меньшим значением φ⁰) – протектор. Протектор является анодом и разрушается в процессе коррозии. В качестве протекторов для защиты стали используют Al, Zn, Mg и их сплавы. Наиболее применим данный способ защиты в средах с хорошей электропроводностью, например, в морской воде. Поэтому, железные конструкции (корпуса судов) защищают цинком.

б) катодная защита. К защищаемому изделию прикладывается напряжение от внешнего источника тока так, чтобы защищаемая конструкция была катодом и не подвергалась коррозии. В качестве анода используется металлический лом. Так защищают подземные трубопроводы, кабели.

Для более эффективной защиты металлических конструкций совмещают несколько способов защиты от коррозии. Например, покрытие и катодная защита, покрытие и протекторная защита и т.д.

4) Обработка коррозионной среды. Метод заключается в удалении из электролита растворенного кислорода (деаэрация): а) кипячением, б) продувкой инертным газом, в) химической реакцией:

N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O

Широко применяют вещества (ингибиторы коррозии), введение которых в коррозионную среду снижает скорость коррозии. Ингибиторы тормозят анодные или катодные процессы при коррозии. К анодным ингибиторам относятся (NaNO₂, Na₂Cr₂O₇), создающие пленки труднорастворимых веществ на поверхности металла. К катодным – органические вещества: диметиламин – (С₂Н₅)₂N, формальдегид - CH₂O, пиридин - C₅H₅N, которые сами адсорбируются на поверхности металла и препятствуют коррозии.

Пример. 5.1. Какова должна быть концентрация раствора NiСl₂, чтобы  эдс гальванического элемента: Ni/NiCl₂, ?//CoCl₂, 0,4 н/Co при 25 ⁰С была равна 0.

Решение.

1. z(Co²⁺) = 2, поэтому С(Со²⁺) = С(СоСl₂) = ½C_эк(CoCl₂) =

= 0,02 моль/л.

2. (Co²⁺|Co) = ⁰(Co²⁺|Co) + lgC(Co²⁺) = – 0,28 +

+ 0,03 lg0,2 = – 0,28 – 0,2 = – 0,3 B.

3. (Ni²⁺|Ni) = ⁰(Ni²⁺|Ni) + lgC(Ni²⁺) = – 0,25 +

+ 0,03lgC(NiCl₂).

4. Эдс гальванического элемента равна 0, значит в наших условиях потенциалы электродов равны (Co²⁺|Co) = (Ni²⁺|Ni):

– 0,3 = – 0,25 + 0,059/2 lgC(NiCl₂)

– 0,3 + 0,25 = 0,03 lgC(NiCl₂) , откуда

lgC(NiCl₂) = – 1,67

C(NiCl₂) = 0,068 моль/л.

Пример 5.2. Будет ли происходить коррозия сплава Ni – Cu в водном растворе с рН = 4 в присутствии кислорода. Написать схему КГЭ и описать процессы коррозии.

Решение:

1. ⁰(Ni²⁺|Ni) = – 0,25 В, ⁰(Сu²⁺|Cu) = 0,34 B, следовательно никель в данной паре будет анодом , а медь – катодом.

2.  (Н+ | Н₂) = – 0.059 рН = – 0.059·4 = –0,236 В.

3.  (О₂) = 1,213 – 0.059 рН = 1,213 – 0.059·4 = 0,977 В.

4. ⁰(Ni²⁺|Ni) <  (Н+ | Н₂) <  (О₂), следовательно коррозия будет проходить одновременно с кислородной и водородной деполяризацией.

5. Коррозионный гальванический элемент будет иметь вид:

(А)Ni | Н₂О, ох: Н+, O₂ | Cu (K)

6. Анодный процесс: Ni – 2e = Ni ²⁺ _(р–р)

7. Катодные процессы: 2Н⁺  + 2е  = Н₂(г)

О₂ + 4Н⁺ + 4е = 2Н₂O

8. Суммарное уравнение коррозии:

Ni + O₂ + 6H⁺ = Ni ²⁺_(р–р) + H₂ + 2 H₂O