文档介绍：化工泵专业培训资料
第一课:腐蚀理论简述
第一篇:腐蚀的基本概念
第一章:概述
一:腐蚀的定义:材料在环境的作用下引起的破坏和变质。
二:腐蚀分类:1:根据腐蚀的形态:均匀腐蚀和局部腐蚀。
2:根据腐蚀作用原理:化学腐蚀和电化学腐蚀。
第二章:金属的腐蚀机理
一:热力学概念:1:自由能:金属反应时能量降低的大小。
M+H2O+1/2O2=M(OH)2
M(金属)+1/2O2=MO
自由能变化表:
Mg----Mg(OH)2 - AL---AL(OH)3 -
Zn-----Zn(OH)2 - Cr----Cr3+ -
Fe-----Fe2+ - Cu----Cu2+ -
Ag----Ag+ - pt------Pt2+ +
Au----Au3+ +
除了铂和金以外所有金属的腐蚀反应都伴随着自由能的降低,自由能降低越大,表示金属腐蚀倾向越大,但不能拒此表示反应快慢。
2:平衡电位和标准电位:△G0=-nE0 F
G0-----腐蚀反应的自由能变化
E0----------腐蚀电池的电动势。
n------------氧化反应中的电子数,即金属离子的价数。
F-------------法拉第常数,F=96500C.
由公式可知电池电动势越大,自由能降低(-△G0)就越大,既腐蚀倾向越大,电动势等于电池中两个电极(阴极和阳极)电位之差。腐蚀电池中阳极反应是金属变成离子,阴极反应一般是溶液中氧的离子化,只有同时存在阴极反应有效地取走金属表面的离子腐蚀才能继续进行,由此可见,阳极金属电位越低则E0越大(-△G0)就越大。
下表列出了一些重要金属的标准电极电位,由于金属电位随溶液中金属离子浓度和温度的变化而变化,所以采用25°C下每升溶液含金属离子为单位活度的溶液为标准溶液,测出不同金属的电位作为标准电位,以便于比较,电位的绝对值难于测量,而是以氢的标准电位定为零,测其它金属和氢电极的电极差,作为金属的标准电位。
电极反应电位V 电极反应电位V
Li→Li++e - H2→2H++e -
K→K++e - Sn2+→Sn2+++2e +
Ca→Ca 2++2e - Cu→Cu2++2e +
Na→Na ++e - O2+4H2O+4e→4OH++2e +
Mg→Mg 2++2e - Cu→Cu++e +
Ti→Ti 2++2e - Fe2+→Fe3++e +
Al→Al3++3e - 2Hg+→Hg2++2e +
Mn→Mn2++2e - Ag→Ag++e +
Zn→Zn2++2e - Hg→Hg2++2e +
Cr→Cr3++3e - Pd→Pd2++2e +
Fe→Fe2++2e - Pt→Pt2++2e +
Cd→Cd2++2e - O2+4H+ +4e→2H2O +
Co→Co2++2e - Au→Au3++3e +
Ni→Ni2++2e - Au→Au++e +
Sn→Sn2++2e -
Pb→Pb2++2e -
Fe→Fe3++3e -
这个电位次序对了解一定条件下某种金属腐蚀性很有用:
(1):溶液中最先发生的阳极(氧化)反应将是电极最低的金属腐蚀反应,而最先发生的阴极(还原)反应将是电位最高的电极反应(包括金属离子、氢离子和氧的还原)。
(2):如溶液中低电位金属(如铁与锌)和高电位金属(如铜)接触,将促进低电位金属的腐蚀,而高电位金属则得到保护。
(3)表中列出了氢和氧的电极电位,当金属和酸接触时候,由于酸中H离子浓度较高,氢电位也较高,,如金属电位低于氢电位(如铁和锌),金属就会发生腐蚀,阴极反应产生氢气(2H++2e=H2),如金属电位高于氢电位(如铜)则金属不会发生腐蚀,也不会放氢气,但如果溶液中含有氧气,则氧电位低于铜则铜要发生腐蚀,O2+2H2O+4e=4OH-.
注意:对于实际腐蚀环境,表中电位数值不能直接应用,因为在实际环境中,浓度和温度可能与标准状态下不同,因此电位也偏离标准值,此外,金属表面经常生成一层膜,会使电位变正,,有时在金属表面还存在局部电池,测出的将不是平衡电位,而是复合电位,此表只能用于判断腐蚀发生的可能性,不能用以计算腐蚀反应速度。
3:平衡电位和离子浓度的关系
Em=E0+RT/nF *ln amn+ (能斯特公式)
Em