в) Определение анодных и катодных участков на железе, коррелрующем в нейтральном растворе

При коррозии в нейтральном растворе, протекающей с кислородной деполяризацией, распределение анодных и ка­тодных участков на поверхности металла большей частью обу­словлено неравномерной аэрацией и неоднородностью поверх­ности.

Для того, чтобы обнаружить анодные и катодные участки при коррозии железа в нейтральном растворе (раствор хлори­стого натрия) к нему добавляют индикатор на ионы Fe²⁺ (крас­ная кровяная соль K₂Fe(CN)₆), образующий с ионами Fe^2- тем­но-синюю малорастворимую соль, так называемую турнбуллевую синь Fe₃[Fe(CH)₆]₂ и индикатор на гидроксильные груп­пы (фенолфталеин), образующий с ионами ОН^- соединения малинового цвета.

Для выполнения опыта в чашку Петри наливают 1 %-ный раствор NaCl и добавляют из капельницы 8-10 капель 1%-ного раствора K₃Fe(CN)₆ и 3 - 4 капли раствора фенолфталеина. Перемешав раствор стеклянной палочкой, помещают в него образец, предварительно зачищенный и протертый ватой, смо­ченной ацетоном. Через несколько минут около образца начи­нают появляться синие и малиновые участки. Чашку с образцом рекомендуется не встряхивать. В целях экономии времени опыт в) рекомендуется проводить парал­лельно с опытом а).

После окончания работы полученные результаты необхо­димо представить на визу преподавателю.

2.4. Обработка опытных данных

Результаты работы по 1 и 2-й частям оформляют в виде заполненных таблиц и графика, показывающего зависимость установившейся силы тока исследуемого гальванического эле­мента от площади поверхности анода (при постоянном катоде) и площади поверхности катода (при постоянном аноде).

Расположение окрашенных участков на образце необхо­димо зарисовать и написать реакции, протекающие на анодных и катодных участках при коррозии углеродистой стали в рас­творе NaCl, и реакцию образования турнбуллевой сини.

2.5. Вопросы для самоконтроля

1. В чем заключается необходимое термодинамическое усло­вие протекания электрохимической коррозии железа с ки­слородной деполяризацией?

2. Перечислите основные стадии катодного процесса восста­новления кислорода.

3. Какие из этих стадий могут быть лимитирующими в непод­вижных и перемешиваемых растворах?

4. Чем объясняется вид катодной поляризационной кривой восстановления кислорода в неподвижных растворах?

5. Что называют перенапряжением диффузии кислорода?

Библиографический список

Жук Н.П. Курс теории коррозии и защиты металлов. -М.:Металлургия, 1980. С 230-247.

Лабораторная работа 3

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ

3.1. Цель работы

Определение электродных потенциалов некоторых ме­таллов в растворах электролитов, а также проверка возможно­сти применения уравнения Нернста для расчета величин рав­новесных потенциалов.

3.2. Теория вопроса

При погружении металла в водный раствор электролита на поверхности металла протекает процесс взаимодействия его ион-атомов с полярными молекулами воды. Процесс гидрата­ции ион-атомов металла сопровождается выделением энергии, за счет которой разрушаются связи ион-атомов металла в кри­сталлической решетке и они переходят в раствор в виде гидратированных катионов, а на поверхности металла остаются ос­вободившиеся электроны

(Меⁿ⁺×ne) + тН₂О ® Меⁿ⁺×тН₂О + ne (3.1)

Силы электростатического взаимодействия между избы­точными электронами на металлической поверхности и пере­шедшими в раствор катионами металла препятствуют удале­нию последних в глубь раствора. В результате поверхность металла заряжается отрицательно, а раствор электролита - по­ложительно и на границе "металл-раствор" возникает двойной электрический слой, который может формироваться также при адсорбции на поверхности металла заряженных частиц раство­ра. При этом металл приобретает заряд одного знака, а около его поверхности образуется слой из ионов электролита с дру­гим знаком.

Между слоями зарядов устанавливается определенная разность потенциалов, так называемый, "скачок потенциала" или просто "потенциал". Значительное количество заряженных частиц (например, переходящих в раствор катионов металла) находится в непосредственной близости к металлической по­верхности. Эти частицы формируют плотную часть двойного электрического слоя (слой Гельмгольца), в которой реализует­ся практически весь скачок потенциала (φ). По мере удаления от поверхности металла в раствор электролита концентрация данных заряженных частиц постепенно падает, достигая в кон­це концов значения, соответствующего их концентрации в объеме раствора. Эту часть называют "размытой" или диффуз­ной частью двойного электрического слоя. Ее протяженность значительно превышает толщину слоя Гельмгольца, а реали­зуемый в ней скачок потенциала (ψ^’), как правило, меньше по величине и градиенту, чем на гельмгольцевском участке двой­ного слоя.

Равновесные (обратимые) электроды обладают одной, общей для всех электродов, особенностью: в них протекает только одна электрохимическая реакция с равной скоростью в двух противоположных направлениях (прямая и обратная ре­акции).

Существует несколько типов равновесных электродов:

1. Электроды первого рода - некоторые металлы в рас­творах своих солей, находящиеся в состоянии равновесия по отношению к одноименным ионам:

(Меⁿ⁺×пе)+ тН₂О « Меⁿ⁺ ×тН₂О + пе (3.2)

2. Электроды второго рода представляют собой металл, покрытый слоем его труднорастворимого соединения (соли, оксиды или гидроксиды) и погруженный в раствор, содержащий тот же анион, что и труднорастворимое со­единение электродного металла. Схематически электрод второго рода можно представлять следующим образом: Ме¹ || М¹А, Ме²

3.Окислительно-восстановительные электроды (редокс-электроды), представляющие собой инертный металл (например, платину) в контакте с электролитом, содер­жащим ионы разных степеней окисленности (например, Fe²⁺/F³⁺ || Pt; ||Pt).При достижении равновесия значение потенциала метал­ла становится постоянным, а его величина зависит от внешних условий (температуры, давления) и активности ионов металла в растворе и описывается уравнением Нернста

(3.3)

где φ_м - равновесный потенциал металла, В;

- стандартный потенциал металла, В, т.е. его потенциал в электролите, активность ионов данного металла в котором равна единице;

R - газовая постоянная, равная 8,314 Дж/ (моль×град);

Т - температура по абсолютной шкале, К;

n - количество электронов, принимающих участие в элек­тродной реакции;

F - постоянная Фарадея, равная 96493 К;

а - активность ионов металла в растворе, моль/л;

a = f×C, (3.4)

где f - коэффициент активности (см. приложение 5);

С - аналитическая концентрация ионов металла в растворе, моль/л.

Для разбавленных растворов коэффициент активности близок к единице, и с некоторой ошибкой можно считать, что активность ионов металла приблизительно равна их аналити­ческой концентрации в растворе.

Подставив в уравнение (3.3) значения постоянных для температуры 25°С и перейдя к десятичным логарифмам, полу­чим уравнение Нернста в следующем виде:

(3.5)

Из уравнения (3.3) следует, что потенциал металла изме­няется в зависимости от концентрации собственных ионов металла в электролите. При уменьшении концентрации ионов металла в электролите (например, связывание их в слабо диссоциирующие комплексы) потенциал его смещается в отрица­тельную сторону.

Если в процессе взаимодействия металла и электролита участвуют не только собственные ионы металла, но и другие ионы или атомы, то возникновение равновесного потенциала невозможно и тогда образуется неравновесный или необрати­мый потенциал. В этом случае потеря и приобретение электро­нов металлом осуществляются с участием различных веществ, и потенциал металла не характеризует наступление равновесия на поверхности электрода и называется необратимым.

Устойчивое значение необратимого потенциала, устанав­ливающееся при равенстве сумм скоростей анодных и катод­ных процессов, называется стационарным необратимым по­тенциалом. Величина его зависит от природы металла, состава и концентрации электролита, а также от внешних условий.

Необратимые потенциалы не подчиняются уравнению Нернста (3.3), следовательно, их нельзя рассчитать, а можно определить только опытным путем. Для решения вопроса, яв­ляется ли потенциал металла в данном растворе обратимым или необратимым, следует сопоставить теоретическое, рассчи­танное по уравнению (3.3), и опытное значения потенциала и сравнить зависимость его от активности собственных ионов в растворе, полученную теоретически и опытным путем.

Под влиянием различных факторов величина неравновес­ного потенциала металла может изменяться, смещаясь в ту или иную сторону. Большое влияние на его величину оказывают окислители, находящиеся в электролите, под действием кото­рых на поверхности металла может образоваться защитная пленка, что приводит к смещению потенциала в положитель­ную сторону. Защитные пленки могут образовываться также за счет отложения на поверхности металла труднорастворимых продуктов коррозии. Присутствие в растворе веществ, раство­ряющих или разрушающих защитные пленки (например, ио­нов-активаторов) приводит к смещению потенциала металла в отрицательную сторону.

Необходимо отметить, что в настоящее время нет доста­точно надежных методов экспериментального определения или теоретического вычисления абсолютных значений потенциа­лов (скачков зарядов в двойном электрическом слое), поэтому их определяют по отношению к другому электроду, называе­мому электродом сравнения. Величину потенциала металла, измеренную по отношению к электроду сравнения, называют электродным потенциалом.

Обычно в качестве электрода сравнения применяют во­дородный электрод, потенциал которого при любой темпера­туре принимают равным нулю. Однако водородный электрод не удобен в работе и на практике чаще используют другие электроды сравнения, например, насыщенный хлорсеребряный электрод, потенциал которого точно измерен по отношению к водородному электроду и равен +200 мВ при комнатной тем­пературе.

Для того, чтобы пересчитать потенциал металла, изме­ренный относительно хлорсеребряного электрода, по отноше­нию к водородному электроду, достаточно к потенциалу ме­талла, взятому со своим знаком, алгебраически прибавить по­тенциал хлорсеребряного электрода, т.е. +200 мВ:

(3.6)

где - потенциал металла по водородному электроду, мВ;

- потенциал металла по хлорсеребряному электроду, мВ;

- потенциал хлорсеребряного электрода (+200 мВ).

Перед проведением работы следует ознакомиться со сле­дующими вопросами:

1. Измерение потенциалов металлов (методы и электроды сравнения).

2.Равновесные и неравновесные потенциалы; ряд стандартных электродных потенциалов.

3. Измерение потенциалов металлов в зависимости от состава и концентрации электролита.

3.3.Проведение работы

Электродные потенциалы меди, железа и алюминия оп­ределяют в следующих электролитах:

медь: CuS0₄ - 1М; 0,1М; 0,01М; 0,001М,

H₂S0₄- 0,5М,

NaOH- 0,5М,

NH₄ОH - 0,5М,

железо: NaOH- 0,5М,

NaCl - 0,5М,

К₂Сr₂O₇- 0,5М,

алюминий: NaCl - 0,5М,

К₂Сr₂O₇- 0,5М.

Электроды (кроме алюминия) очищают наждачной бума­гой, протирают ватой, смоченной ацетоном, и закрепляют в клеммах, установленных в изолирующих пластинках.

Потенциалы измеряют с помощью универсального иономера типа ЭВ-74. Предварительно ознакомившись с работой иономера (приложение 4), для измерения потенциалов соби­рают гальваническую цепь (рис.3) из исследуемого электрода, опущенного в соответствующий электролит, и хлорсеребряного электрода, помещенного в насыщенный раствор КСl, соеди­нив растворы сифоном, заполненным насыщенным раствором КСl. Величина Э.Д.С. составленного гальванического элемента одновременно является электродным потенциалом исследуе­мого металла по отношению к хлорсеребряному электроду.

Э.Д.С. составленных гальванических элементов измеря­ют, поочередно опуская рабочие электроды в раствор и под­ключая их к иономеру. Порядок измерения описан в инструк­ции (см. приложение 4).

1 - милливольтметр; 2 - контактная клемма; 3 - изолирую­щая пластина; 4 - электролитический мостик; 5 - хлорсеребряный электрод сравнения; 6 - раствор КСl; 7 - стек­лянный стакан; 8 - рабочий электрод; 9 - рабочий электрод; 10 - коаксильный кабель

Рис.3. Схема установки для измерения электродных потенциалов

После определения величины потенциала электрод от­ключают от измерительной схемы (но не вынимают из раство­ра), подключают следующий электрод и ведут измерение та­ким же образом.

При переносе сифона из одного раствора в другой конец его, погружаемый в раствор, нужно обмыть струёй дистилли­рованной воды, пользуясь промывалкой.

Для изучения кинетики изменения потенциалов иссле­дуемых металлов измеряют их начальные потенциалы (сразу же после погружения образцов в электролит), затем, спустя 30 мин от начала опыта и вновь, спустя 60 мин от начала опыта. Величины измеренных потенциалов с учетом их знаков заносят в табл. 3.1.

В 3, 4 и 5-й графах таблицы записывают измеренные зна­чения потенциалов в милливольтах по хлорсеребряному элек­троду. В 6, 7 и 8-й графах - вычисленные потенциалы металлов относительно водородного электрода.

З.4. Обработка опытных данных

Результаты работы представляют в табл. 3.1, а также в виде графика: экспериментальная и теоретическая (рассчитан­ная по формуле Нернста) зависимость величины потенциала медного электрода в растворах сульфата меди от логарифма активности ионов металла в электролите.

3.5. Вопросы для самоконтроля

1. Какие системы в электрохимии называют равновесными?

2. В каких условиях возникают неравновесные (необратимые) потенциалы?

3. Как определить значение стандартного окислительно-восстанови-тельного потенциала системы по графику зависимости ?

4. Почему электродный потенциал железа в растворе NaOH со временем становится более положительным, а потенциал меди в растворе практически не меняется во времени (см. экспериментальные результаты)?

5. Напишите электрохимические реакции, протекающие на железном электроде в растворе Nad. Какой при этом уста­навливается потенциал - равновесный (обратимый) или не­равновесный (необратимый)?

Библиографический список

1. Жук Н.П. Курс теории коррозии и защиты металлов. -М.:Металлургия, 1980. С. 149-188, 341-369.

2. Пахомов B.C. Коррозия и защита химической аппаратуры. Электрохимическая коррозия металлов: Учебное пособие. -М.: МИХМ, 1983.- 80 с.

Лабораторная работа 4

КОНТАКТНАЯ КОРРОЗИЯ И КАТОДНАЯ ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ

4.1. Цель работы

Изучение явления контактной коррозии металлов, озна­комление с методом катодной электрохимической защиты с помощью протектора и поляризации от внешнего источника тока.

4.2. Теория вопроса

4.2.1. Контактная коррозия.

Контактной коррозией называют электрохимическую коррозию металлов, имеющих разные электродные (коррози­онные) потенциалы и находящихся в растворе электролита в контакте друг с другом.

Металл, погруженный в раствор электролита, в котором он термодинамически неустойчив (т.е., если в растворе имеет­ся окислитель, равновесный потенциал которого более поло­жительный, чем равновесный потенциал металла в данных условиях), подвергается электрохимической коррозии. При этом на поверхности металла протекают анодная реакция рас­творения металла и катодная реакция восстановления окисли­теля. Коррелирующая поверхность приобретает некоторый компромиссный электродный потенциал (потенциал корро­зии), при котором скорость растворения металла (анодный ток) равна скорости восстановления окислителя (катодный ток).

При замыкании в растворе электролита двух металлов, имеющих в данных условиях разные потенциалы коррозии, образуется гальваническая пара.

Для правильного понимания процессов, протекающих в такой паре, целесообразно провести анализ ее работы с по­мощью поляризационной диаграммы (рис.4). Пусть металлы "1" и "2", имеющие в данных условиях равновесные потен­циалы и , погружены в раствор, в котором присутст­вует окислитель с равновесным потенциалом . Если элек­трического контакта между металлами нет, то точки (1 и 2) пересечения анодных (линии а₁ и а₂) и катодных (линии К₁ и К₂) поляризационных кривых для каждого из металлов отве­чают условию стационарности коррозионного потенциала (I_a = I_k) и потому определяют величины исходных скоростей коррозии (I_кор1, I_кор2) и потенциалов коррозии (j_κορ1, j_κορ2) ме­таллов.

Если металлы "1" и "2" коротко замкнуть , т.е. привести в контакт (электрически соединить), то в случае, когда омиче­ское сопротивление раствора пренебрежимо мало, контакти­рующие металлы должны приобрести некоторый одинаковый компромиссный потенциал φ_S. Величина этого потенциала может быть найдена графически из условия стационарности электродного потенциала - сумма всех анодных токов должна быть равна сумме всех катодных токов

ΣΙ_а =ΣΙ_к (4.1)

Для этого необходимо провести графическое суммиро­вание парциальных анодных (линии а₁ и а₂) и катодных (ли­нии Κ₁ и К₂) поляризационных кривых. Точка пересечения (S) суммарной анодной поляризационной кривой (а_S) и суммар­ной катодной поляризационной кривой (К_S) отвечает равенству (4.1), а ее абсцисса является искомым компромиссным по­тенциалом j_S.

Установившийся в короткозамкнутой двухэлектродной системе компромиссный потенциал j_S имеет значение, про­межуточное между первоначальными потенциалами коррозии металлов j_κορ1 < j_κορ2. Таким образом, в результате контакта происходит смещение потенциала коррозии более электроот­рицательного металла "1" (анодного металла) в положитель­ную сторону - анодная поляризация, и смещение потенциала коррозии более электроположительного металла "2" (катодно­го металла) в отрицательную сторону - катодная поляризация. Это приводит к соответствующему изменению скоростей анодных и катодных электродных процессов на контакти­рующих металлах. Действительно, при новом общем потен­циале j_S металл "1" будет растворяться (коррелировать) со скоростью Ι^’_a1, большей, чем скорость его коррозии до кон­такта I_кор1- Металл "2", наоборот, при контакте растворяется со скоростью I^’_a2 меньшей, чем скорость его коррозии до кон­такта I_кор2. Таким образом, растворение анодного металла уве­личивается, а катодного - уменьшается.

Если общий потенциал макропары j_S будет меньше рав­новесного потенциала катодного металла , то растворение (коррозия) этого металла "2" прекратится вовсе.

При установившемся потенциале макропары j_S на изна­чально более электроотрицательном металле "1" скорость анодного процесса Ι^’_a1 существенно больше скорости катод­ного процесса Ι^’_k1 , а на изначально более электроположи­тельном металле "2" скорость катодного процесса Ι^’_k2 значи­тельно больше скорости анодного процесса Ι^’_a2.

Разница в скоростях катодного и анодного процессов для каждого металла является внешним током, который данный металл направляет другому (или принимает от него), и представляет собой, по существу, поток электронов от анод­ного металла к катодному

(4.2)

Для двухэлектродной системы внешние токи каждого из металлов равны по абсолютной величине и противоположны по направлению. В данном случае внешний ток металла "I" будет анодным, а металла "2" - катодным. Таким образом, в гальванической макропаре металл "1" работает анодом, а ме­талл "2" - катодом. За счет внешнего тока и осуществляется соответствующая поляризация электродов.

В случае заметного омического сопротивления агрес­сивной среды рассматриваемая двухэлектродная система уже не является полностью заполяризованной - общий потенциал не устанавливается. Металлы макропары приобретают новые индивидуальные электродные потенциалы j^”_κορ1 и j^”_κορ2.При этом j_κορ1 < j^”_κορ1 < j^”_κορ2 <j_κορ2. Разность потенциалов Dj = j^”_κορ2 - j^”_κορ1 пропорциональна омическому сопротив­лению раствора и величине внешнего тока макропары.

Таким образом, коррозия металла в растворе электроли­та может быть замедлена с помощью контакта с более элек­троотрицательным металлом (анодный контакт) или ускорена вследствие контакта с более электроположительным металлом (катодный контакт). Сказанное справедливо для случаев кор­розии металлов в активном состоянии. Если возможна пасси­вация основного металла, то катодный контакт может способ­ствовать наступлению пассивного состояния основного ме­талла и уменьшению его скорости коррозии. С другой сторо­ны, для пассивного металла анодный контакт опасен, так как может привести к переходу из пассивного состояния в актив­ное и увеличению скорости коррозии.

Контактная коррозия является причиной ускоренного разрушения конструкций, смонтированных из разнородных металлов.

Эффективность ускоряющего действия катодного кон­такта на коррозию основного металла в условиях активного растворения зависит от величины равновесного электродного потенциала катодного металла в данных условиях и затруд­ненности (перенапряжения) анодного и катодного процессов на катодном металле, а также от соотношения поверхностей катодного и основного (анодного) металлов (S₂ : S₁). Контакт­ная коррозия тем интенсивней, чем более положителен равно­весный потенциал катодного металла, чем выше перенапря­жение его анодного растворения и чем меньше перенапряже­ние восстановления окислителя на его поверхности, а также чем больше отношение поверхностей катодного и основного металлов.

4.2.2. Катодная электрохимическая защита

На изменении скорости растворения металла при его ка­тодной поляризации (смещение потенциала в отрицательную сторону) основана электрохимическая катодная защита ме­таллов от коррозии. Осуществить катодную защиту можно двумя способами.

Один из них заключается в присоединении к защищае­мому металлическому изделию какого-либо другого металла, имеющего в данной агрессивной среде потенциал более отри­цательный, чем потенциал защищаемого металла. Присоеди­няемый металл работает анодом в гальванической паре с за­щищаемым металлом и ускоренно растворяется. Этот способ называется "протекторной защитой", а присоединяемый элек­трод - протектором. Материалом для протекторов в случае защиты конструкций из нелегированной стали часто служит цинк или сплавы на основе алюминия и магния. В процессе защиты протекторы постепенно растворяются, поэтому их периодически заменяют новыми.

Второй способ электрохимической катодной защиты со­стоит в катодной поляризации защищаемого изделия от по­стороннего (внешнего) источника постоянного тока (выпря­мителя, аккумуляторной батареи и т.п.), так называемая, "ка­тодная защита внешним током" или "электрозащита". При этом защищаемый металл подсоединяют к отрицательному полюсу внешнего источника, а к положительному полюсу присоединяют погруженный в агрессивную среду вспомога­тельный электрод из электропроводящего материала. В каче­стве материалов вспомогательных электродов применяют та­кие, которые или совсем не растворяются при анодной поля­ризации в данных условиях (графит), или растворяются с очень малыми скоростями из-за образования защитных слоев (Рb). На вспомогательных нерастворимых электродах в вод­ных растворах протекает анодная реакция выделения из воды газообразного кислорода.

Эффективность катодной электрохимической защиты принято характеризовать двумя показателями: защитным эф­фектом

(4.3)

и коэффициентом защитного действия

(4.4)

где z - защитный эффект, %;

K₀ - массовый показатель коррозии металла без за­щиты, г/(м²×ч);

K₁ - массовый показатель коррозии металла при при­менении катодной защиты, гДм^ч);

k_з - коэффициент защитного действия, г/А;

Dg₀ - массовые потери металла без катодной защиты, г/м²;

Dg₁ - массовые потери металла при катодной защите, г/м²;

i_з - плотность защитного катодного тока, А/м².

Катодной электрохимической защитой можно добиться полного прекращения коррозии металла. Это происходит, ес­ли при присоединении протектора к металлу или при пропус­кании через него постоянного тока от внешнего источника электродный потенциал металла достигнет значения его обра­тимого (равновесного) потенциала (для сплава - равновесного потенциала наиболее электроотрицательной анодной состав­ляющей сплава). Для стали таким потенциалом является рав­новесный потенциал железа в данных условиях.

Электрохимическую защиту применяют в случае корро­зии металлов, находящихся в хорошо проводящих средах - растворах электролитов, поскольку, чем выше электропровод­ность среды, тем больше смещается потенциал металла в от­рицательную сторону при его катодной поляризации.

В случае протекторной защиты радиус действия протек­тора, т.е. протяженность металлической конструкции, на ко­торую распространяется защитное действие присоединенного протектора, при прочих равных условиях тем больше, чем выше электропроводность среды. Например, в морской воде он достигает нескольких метров, а в водопроводной ограни­чен несколькими сантиметрами.

При катодной защите внешним током выбор оптималь­ной плотности катодного тока производят с учетом высокого защитного эффекта при достаточно высоком коэффициенте защитного действия, т.е. значительного уменьшения коррози­онных потерь на каждую единицу плотности защитного ка­тодного тока.

Если при электрозащите плотность защитного тока можно регулировать в широких пределах, то при защите с по­мощью протектора степень ее зависит от его электрохимиче­ских характеристик: начального электродного потенциала, анодной поляризуемости (степени изменения потенциала при протекании внешнего тока), величины поверхности.

Катодная электрохимическая защита - эффективный и экономически выгодный метод защиты от коррозии металли­ческих конструкций в морской воде, почве и других нейтраль­ных агрессивных средах. В кислых средах металлы характе­ризуются малой катодной поляризуемостью (малым смещени­ем потенциала в отрицательную сторону при протекании ка­тодного тока). В таких условиях значительная часть защитно­го катодного тока тратится непроизводительно на катодное восстановление ионов водорода. В результате коэффициент защитного действия невелик. Применение катодной защиты в таких средах ограничено.

Катодная защита находит широкое применение в про­мышленности для защиты подземных трубопроводов, комму­никаций и резервуаров, морских судов и металлоконструкций, эксплуатирующихся в морской воде, а также технологическо­го оборудования - конденсаторов, теплопроводников.

4.3. Проведение работы

Работа состоит из трех частей:

1. Определение скорости коррозии стали Ст3 в 5%-ном растворе Н₂S0₄ при отсутствии контакта и при контакте ее с другими металлами (цинк, медь), а также электро­химических характеристик гальванических макропар - электродных потенциалов металлов в контакте и без контакта, силы тока работающих пар.

2. Изучение коррозии стали Ст3 и определение ее элек­тродного потенциала в 5%-ном растворе серной кислоты при катодной защите внешним током.

3. Определение радиуса действия цинкового протектора при коррозии стали Ст3 в средах с разной электропро­водностью (дистиллированная вода, 1%-ный раствор хлористого натрия).

Вторая часть работы проводится одновременно с первой, а третья - после того, как будут поставлены на испытания об­разцы в первой и второй частях работы - в перерывах между замерами электродных потенциалов.

4.3.1. Коррозия металлов в контакте

а) Объекты исследования и аппаратура:

1. Образцы стали Ст3 (3 шт.); меди (1 шт.); цинка (1 шт.).

2. 5%-ный раствор Н₂S0₄.

3. Стаканы (500 см³) и крышки с клеммами для крепле­ния образцов (3 шт.).

4. Высокоомный милливольтметр ЭВ - 74 (1 шт.).

5. Миллиамперметр на 75 тА (1 шт.).

6. Соединительные провода с контактными зажимами (2шт.).

7. Штангенциркуль (1 шт.).

8. Наждачная бумага, вата, фильтровальная бумага, аце­тон.

б) Методика проведения экспериментов

Определяют размеры стальных образцов и рассчитыва­ют полную площадь их поверхности без ножки. Зачищают образцы наждачной бумагой; обезжиривают, протирая ватным тампоном, смоченным ацетоном; высушивают 5 мин на возду­хе и взвешивают на аналитических весах с точностью до 0.0002 г. Правила взвешивания на аналитических весах при­ведены в приложении 1. Медный и цинковый образцы зачи­щают, протирают ватой, смоченной ацетоном, но не взвеши­вают.

Подготовленные образцы закрепляют с помощью клемм в крышках стаканов: в первый стакан помещают только стальной образец, во второй - стальной и цинковый, в третий - стальной и медный.

Во все стаканы наливают 5%-ный раствор серной кисло­ты на одинаковом уровне и помещают образцы в стаканы так, чтобы уровень раствора проходил по ножке образцов. Во вто­ром и третьем стаканах замыкают клеммы с образцами прово­дами, создавая макропары Fe - Zn и Fe - Си, и фиксируют время начала испытания, которые проводят в течение часа, измеряя электродные потенциалы всех металлов через 10, 25 и 45 мин после начала опыта. Для этого поочередно подключа­ют образцы к милливольтметру, помещая кончик электроли­тического ключа от хлорсеребряного электрода сравнения в соответствующий стакан с образцом. Порядок измерения по­тенциалов описан в инструкции о работе с милливольтметром (см. приложение 4).

Перед окончанием опыта отсоединяют закорачивающий проводник, замыкают пары Fe - Zn и Fe - Си на миллиампер­метр и измеряют силу тока соответствующей пары. Затем оп­ределяют электродные потенциалы всех металлов в отсутст­вие контакта и оценивают интенсивность газовыделения на всех электродах при контакте с другими металлами и без него. Оценивая газовыделение можно применять условные показа­тели: "отсутствует", "очень слабое", "слабое", "среднее", "сильное", "очень сильное".

После окончания опыта (по истечении часа) все сталь­ные образцы вынимают из раствора, удаляют продукты корро­зии намыленным ершиком, промывают водой, протирают фильтровальной бумагой, высушивают 5 минут на воздухе и взвешивают на аналитических весах.

Медный и цинковый образцы вынимают из раствора, промывают водой и высушивают фильтровальной бумагой. Все растворы, кроме того, в котором находилась медь, слива­ют через воронку обратно в бутыль. Стаканы ополаскивают водой.

Результаты наблюдений и измерений заносят в табл. 4.1. и 4.2.

4.3.2. Защита внешним катодным током

а) Объекты исследования и аппаратура

1. Образцы стали Ст3 (1 шт.) и свинца (1 шт.).

2. 5%-ный раствор H^SO.f.

3. Стакан (500 см³) и крышка с клеммами для крепления образцов (1 шт.).

4. Милливольтметр типа ЭВ - 74 (1 шт.).

5. Миллиамперметр на ΙΑ (1 шт.).

6. Источник постоянного тока (выпрямитель) (1 шт.).

7. Движковый реостат (1 шт.).

8. Ключ-рубильник, соединительные провода.

9. Штангенциркуль.

10. Наждачная бумага, вата, фильтровальная бумага, ацетон.

б) Методика проведения экспериментов

Подготавливают стальной образец так же, как указано в п. 4.3.1. Значение измеренной массы образца заносят в табл. 4,1. Обработка свинцового образца аналогична обработке медного и цинкового. Подготовленные стальной и свинцовый образцы закрепляют в крышке стакана и подсоединяют через движковый реостат и амперметр к источнику тока. Защищае­мый образец подключают к отрицательному полюсу (рис.4). Рассчитывают силу тока, которую необходимо установить для достижения плотности защитного тока i_з = 24 мА/см².

Наливают в стакан 5%-ный раствор серной кислоты до уровня, проходящего по ножкам образцов. Помещают образ­цы в раствор, замыкают ключом электрическую цепь, движко­вым реостатом устанавливают необходимую силу тока и фик­сируют время начала испытаний. Проводят испытания в тече­ние часа, измеряя потенциалы обоих электродов через 10, 25 и 45 мин после начала опыта.

По истечении часа источник тока отключают, измеряют потенциалы металлов при отключенном источнике и оцени­вают интенсивность газовыделения на электродах при элек­трозащите и в отсутствие ее.

После завершения опыта стальной образец вынимают из раствора, удаляют продукты коррозии, промывают водой, вы­тирают фильтровальной бумагой, высушивают и взвешивают;

свинцовый электрод промывают водой и вытирают фильтро­вальной бумагой. Раствор переливают в бутыль, стакан ополаскивают водой. Все результаты наблюдений и измерений заносят в табл. 4.1. и 4.2.

4.3.3. Радиус действия протектора

Задача данной части работы - определить влияние элек­тропроводности раствора на радиус действия цинкового про­тектора при защите стали Ст3 в нейтральной среде. Исследо­вания проводят в дистиллированной воде и 1%-ном растворе хлористого натрия. Удельную электропроводность растворов необходимо определить по справочникам.

а) Объекты исследования и аппаратура

1. Образцы стали Ст3 (2 шт.) - пластинка 40х20х3.

2. Цинковый протектор (2 шт.) - полоска, проволока.

3. Агрессивные среды - дистиллированная вода, 1%-ный раствор NaCl.

4. Ванночки или чашки Петри (2 шт.),

5. 1%-ный раствор красной кровяной соли.

6. Стеклянная палочка, наждачная бумага, вата, фильт­ровальная бумага, ацетон.

б) Методика проведения эксперимента

Две стальные пластинки зачищают наждачной бумагой и протирают ватой, смоченной ацетоном. В отверстия, имею­щиеся в стальных пластинках, вставляют небольшие кусочки цинковой проволоки и плотно закручивают для создания хо­рошего контакта цинка и стали.

В одну чашку Петри наливают дистиллированную воду, в другую 1%-ный раствор NaCl. В обе чашки из капельницы добавляют по 5 капель раствора красной кровяной соли К₃Fе(СN)₆ (индикатор на ионы железа Fe²⁺) и перемешивают. Пластинки помещают на дно чашек.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: