Методические указания по отдельным видам занятий лабораторная работа №1 (стр. 15 из 16)
Химическая коррозия характеризуется разрушением металла при его реакции со средой-неэлектролитом. Примерами коррозии такого рода является разрушение лопаток и других элементов турбин, находящихся в контакте с горячими топливными газами, греющих элементов электрических печей, резервуаров, коммуникаций и химических реакторов, вызванное действием таких газов, как H2, CO, CO2 или жидких неэлектролитов - нефти и продуктов ее переработки, органических соединений.
Среди многих случаев химической коррозии наибольшее значение с точки зрения наносимого экономике ущерба имеет газовая коррозия – окисление металлов в атмосфере сухих газов при высокой температуре.
Однако на практике чаще всего приходится встречаться с примерами разрушения металлов вследствие электрохимической коррозии, которая возникает в растворах электролитов, причем ей сопутствуют протекающие на поверхности металла процессы: окислительный (растворение металла) и восстановительный (электрохимическое восстановление компонентов среды), Видами электрохимической коррозии являются: атмосферная, подземная, морская, биологическая, коррозия под действием блуждающих токов и др.
Приближенное суждение о степени термодинамической нестабильности металла в растворах электролитов можно сделать по величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала металла, с одной стороны, и стандартного окислительно-восстановительного потенциала соотвествующего окислителя, с другой. Энергия Гиббса связана со стандартным окислительно-восстановительным потенциалом j0 уравнением:
DG0 = -ZDj0F (2)
В этом случае знак изменения свободной энергии и системы определяется положением металла и окислителя в таблице электродных потенциалов. Если потенциал окислителя больше потенциала металла, реакция возможна.
В качестве примера рассмотрим поведение железа в водных растворах.
Сравним электродные потенциалы систем:
Fe « Fe+2 + 2
j = -0,44B (3)2H2O + 2
« H2 + 2OH- j = -0,42B (4)-0,42B – величина равновесного потенциала водородного электрода в нейтральной водной среде рН = 7.
Равновесный потенциал системы МЕТАЛЛ-ИОН металла (3), как видно, практически не отличается от равновесного потенциала системы (4), содержащей в водной среде ион водорода в качестве окислителя. Поэтому ожидать сильной коррозии железа в рассматриваемых условиях, где нет других окислителей, кроме Н+ воды, не приходится.
Значительное коррозионное разрушение железа в нейтральной водной среде вызвано другим, более агрессивным окислителем - растворенным в воде кислородом» присутствующим во всех природных водах, атмосфере и практически во всех растворах, применяемых в промышленности:
Fe « Fe+2 + 2
j = -0,44B (5)О2 + 2H2O + 4
« 4OH- j = -0,81B (6)Сопоставление уравнений (5) и (6) показывает, что равновесный электродный потенциал железа значительно более отрицателен, чем равновесный потенциал окислителя - растворенного кислорода. Следовательно, окислительно-восстановительная реакция, какой является коррозия железа в данных условиях, возможна.
Однако для решения практических вопросов поведения металла в тех или иных условиях важно оценить не только возможность коррозии (энергетическую сторону вопроса), но и скорость ее протекания (кинетическую сторону).
Факторы, влияющие на кинетику коррозионных процессов. Изучение кинетики коррозионного разрушения металла является весьма важным как в теоретическом отношении (для понимания особенностей явления вообще и электрохимического его механизма, в частности), так и в практическом смысле. Многие способы защиты металлов от коррозии основаны именно на уменьшении скорости коррозии.
Главными факторами, влияющими на скорость (кинетику) коррозионного разрушения металлов, является следующие:
1. Природа металла и окислителя, т.е. разность их окислительно-восстановительных потенциалов. Чем больше эта разность, тем больше скорость коррозии металла. Скорость коррозии железа в воде, содержащей растворенный кислород, значительно превосходит скорость коррозии железа в обескислороженной воде.
2. Примеси в металле, как увеличивающие, так и уменьшающие скорость коррозионного процесса.
3. Температура, повышение которой может в различных случаях не только увеличивать, но и уменьшать коррозию.
Веществами, замедляющими скорость коррозии, являются ингибиторы, которые могут влиять как на скорость окисления металла, так и на скорость восстановления окислителя. В зависимости от этого они подразделяются на анодные и катодные.
Меры защиты металлов от коррозии сводятся к следующему:
Поддержание такого состояния металла, при котором его окисление невозможно или сильно заторможено;
Дезактивация среды;
Изоляция металла от окислителя.
Методы испытаний и оценка скорости коррозионных процессов. Коррозионные испытания металлов и сплавов подразделяют на полевые, натурные и лабораторные.
При полевых испытаниях образцы металла подвергают коррозионному воздействию в естественных условиях эксплуатации.
Натурные испытания тоже проводят в естественных условиях эксплуатации, но они предназначены для исследования коррозионной стойкости целых агрегатов, машин, деталей.
Наибольшее распространение при проведении систематических исследований для решения отдельных практических задач получили лабораторные коррозионные испытания. Для них используют специально изготовленные образцы, форма и способы приготовления которих часто оговорены в соответствующих ГОСТах. Лабораторные испытания проводятся в искусственно созданных и тщательно контролируемых условиях, что позволяет получать достаточно хорошо воспроизводимые сравнительные данные и с их помощью определять степень влияния отдельных факторов {температуры, влажности и концентрации окислителя и т.п.) на развитие коррозионного процесса.
При проведении коррозионных испытаний необходимо не только правильно выбрать метод испытания, но и способ оценки коррозионной стойкости.
К методам оценки скорости коррозии относятся:
определение изменения массы образца;
определение глубины коррозии;
определение количества металла, перешедшего в раствор.
Определение скорости коррозии по изменению объема выделившегося или поглощенного газа (водорода или кислорода) относится к объемным методам испытаний. Расчет скорости коррозионного разрушения в этом случае основывается на законе эквивалентов.
В зависимости от способов оценки скорость коррозии может иметь различную размерность: г/м2×ч; мм/год; см3/см2×ч.
7.2. Экспериментальная часть
Оценка скорости коррозии по объему выделяющегося водорода. Собрать (по указанию преподавателя) четыре прибора, каждый из которых состоит из бюретки и соединенной с ней пробирки. В каждую пробирку налить одинаковое количество (примерно по 1/3 объема) 2 н раствора H2SO4. Очистить наждачной бумагой небольшие пластинки из алюминия, железа, цинка и меди, внести их по одной в каждую пробирку, пробирки закрыть пробками с отводной трубкой.
Через определенные интервалы времени проводить отсчеты объема выделившегося водорода в каждом приборе. По полученным данным построить для каждого металла графики зависимости скорости коррозии от времени и от природы металла за один и тот же временной интервал. Для первого графика на оси абсцисс отложить время, мин, на оси ординат - объем водорода, мл. Для второго графика на оси абсцисс отложить объем выделившегося водорода за один и тот же промежуток времени, на оси ординат - стандартный электродный потенциал соответствующего металла.
Оценка скорости коррозии конструкционной стали по количеству металла, перешедшего в раствор. (НИРС). В колбу емкостью I л, заполненную врдопроводной водой поместить стальную спираль из 12 витков. Общая длина проволоки 0,5 м, диаметр 16 мм. Через 24 часа после погружения спираль вынуть, предварительно ополоснув в .этой же воде путем осторожных вертикальных движений, перенести в другую колбу со свежей порцией той же воды и повторить опыт. Общая продолжительность опыата может быть от двух недель до 4-х месяцев. В каждой колбе определить количество железа, перешедшего в раствор фотокалориметрически или трилонометрически.
Для трилонометрического метода определения железа отобрать 100 мл исследуемой воды после коррозионных испытаний. Добавить щепотку персульфата аммония (NH4)2S2O8 для перевода Fe+2 в Fe+3. В качестве индикатора использоватьт несколько кристаллов сульфосалициловой кислоты.
Розовый раствор оттитровать 0,005 н раствором трилона Б до обесцвечивания и произвести расчет концентрации ионов Fe+3.
[Fe+3] = Vтр × Nтр ×
Определение [Fe+3] можно провести и на титраторе, а также фотоэлектроколорометрическим методом (см. лабораторную работу № 7).
Список литературы
1. А. И. Шултин: Очерк жизни и деятельности / Сост. Ю. П. Абакумова, Д. Н. Леонтьева, Н. В. Дядюша, П. Н. Соколов. - Л.: ЛИИЖТ, 1991.
2. Коррозия металлов: Методические указания к выполнению лабораторной работы / Сост. Ю. П. Абакумова, Д. Н. Леонтьева. - Л.: ЛИИЖТ, 1988.
3. Основы электрохимии: Программированный химический тренажер для самостоятельной работы студентов всех форм обучения / Сост. Ю. П. Абакумова, Д. Н. Леонтьева, Л. В. Машков. - Л.: ЛИИЖТ, 1989.