金属腐蚀理论及腐蚀控制复习题docx文档格式.docx
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40＋20×
3＋40×
30）×
0.000001
=0.4694g/㎡?
h
又d=m/v=18.7154/20×
40×
0.003=7.798g/cm2?
h
Vp=8.76Vˉ/d=8.76×
0.4694/7.798=0.53mm/y
对铝在30%HNO3（25℃）中有：
Vˉ=△Wˉ铝/st
=（16.1820-16.1347）/2×
（30×
40＋30×
5＋40×
5）×
45×
10-6
=0.3391g/㎡?
d=m铝/v=16.1820/（30×
5×
0.001）=2.697g/cm3
说明：
碳钢的Vˉ比铝大，而Vp比铝小，因为铝在腐蚀的时候产生的是点腐蚀
（2）对不锈钢在20%HNO3（25℃）有：
表面积S=2π×
0.0152＋2π×
0.015×
0.004=0.00179m2
Vˉ=△Wˉ/st=（22.3367-22.2743）/0.00179×
400=0.08715g/m2?
h试样体积为：
V=π×
1.52×
0.4=2.827cm3
d=W/V=22.3367/2.827=7.901g/cm3
Vp=8.76Vˉ/d=8.76×
0.08715/7.901=0.097mm/y
对铝有：
0.022＋2π×
0.02×
0.005=0.00314m2
Vˉ=△Wˉ/st=（16.9646-16.9151）/0.00314×
20=0.7882g/m2?
试样体积为：
22×
0.5=6.28cm3
d=W/V=16.9646/6.28=2.701g/cm3
0.7882/2.701=2.56mm/y
试样在98%HNO3（85℃）时有：
对不锈钢：
=（22.3367-22.2906）/0.00179×
2=12.8771g/m2?
12.8771/7.901=14.28mm/y
对铝：
Vˉ=△Wˉ/st=（16.9646-16.9250）/0.00314×
40=0.3153g/m2?
0.3153/2.701=1.02mm/y
硝酸浓度温度对不锈钢和铝的腐蚀速度具有相反的影响。
3.镁在0.5mol/LNaCl溶液中浸泡100小时，共放出氢气330cm3。
试验温度25C,压力760mmHg（760mmHg=1atm=101325Pa）;
试样尺寸为20mm×
20mm×
0.5mm的薄板。
计算镁试样的失重腐蚀速度Vp。
（在25℃时水的饱和蒸汽压为23.8mmHg）
该试样的表面积为：
S=2×
20＋20×
0.5＋20×
0.5）×
10?
6=840×
10-6m
压力P=760mmHg-23.8mmHg=736.2mmHg=98151.9Pa
根据PV=nRT则有放出的氢气的物质的量为：
n=PV/RT=98151.9×
330×
10-6/8.315×
（25＋273.15）=0.01307mol
又根据Mg＋2H+Mg2++H2
Mg腐蚀的量为n（Mg）=0.01307mol
所以：
Vˉ=nM（Mg）/St=0.01307×
24.3050/840×
10×
10-6×
100
=3.7817g/m2·
查表得：
dMg=1.74g/cm3
有：
3.7817/1.74=19.04mm/y
4.表面积4cm2的铁试样，浸泡在5%盐酸溶液中，测出腐蚀电流为Icor=0.55mA。
计算铁试样的腐蚀速度V-和VP。
根据Vˉ=A/nF=icor可知
Vˉ=（A/nF）Icor/s
=55.845×
0.55×
0.001/2×
26.8×
4×
0.0001=1.4326g/m2?
查表得d（Fe）=7.8g/cm3
1.4326/7.8=1.61mm/y
即铁试样的腐蚀速度Vˉ=1.4326g/㎡·
hVp=1.61mm/y
补充知识点：
1.腐蚀的分类
⑴按腐蚀环境分类：
①大气腐蚀;
②土壤腐蚀;
③海水腐蚀;
④高温气体腐蚀;
⑤化工介质腐蚀
⑵按腐蚀破坏形态分类：
①全面腐蚀②局部腐蚀
⑶按腐蚀作用的性质分类：
①电化学腐蚀：
（金属和环境的相互作用是电化学反应，腐蚀过程有腐蚀电流产生）。
②化学腐蚀：
（金属和环境的作用是化学反应，腐蚀过程无腐蚀电流产生）。
③物理腐蚀：
（金属和环境相互作用是金属单纯的物理溶解）。
第2章腐蚀电池
1.腐蚀电池的概念和特点以及形成腐蚀电池的原因，与作为化学电源的原电池的区别在哪里？
为什么干电池本身不是腐蚀电池，而锌壳内表面上形成的原电池是腐蚀电池？
⑴腐蚀电池：
只能导致金属材料破坏而不能对外界作功的短路原电池。
?
⑵特点：
①腐蚀电池的阳极反应是金属的氧化反应，结果造成金属材料的破坏。
②腐蚀电池的阴、阳极短路（即短路的原电池），电池产生的电流全部消耗在内部，转变为热，不对外做功。
③腐蚀电池中的反应是以最大限度的不可逆方式进行。
（3）形成腐蚀电池原因：
这是因为金属方面和环境方面存在电化学不均一性。
①金属材料方面：
金属材料的成份不均匀性、金属表面的状态不均匀性、金属组织结构不均匀性、应力和变形的不均匀性、“亚微观”不均匀性。
②环境方面：
金属离子浓度差异；
溶解氧浓度差异；
温度差异。
（4）与化学电源的原电池的区别：
①原电池的氧化还原反应是分开进行的，即阳极氧化，阴极还原；
腐蚀电池则在发生腐蚀位置同时同地进行反应。
②原电池是特殊的异相催化反应，受电极界面双电层影响较大。
③原电池中物质进行转变过程中有电子通过外电路；
腐蚀电池工作中产生的电流完全消耗在电池内部。
（5）干电池本身不止锌壳内表面上的反应,干电池包括锌的电解反应和二氧化锰与氢气的反应,所以干电池本身不是腐蚀电池,而锌壳内表面上形成的原电池只导致锌材料破坏而不对外做有用功，是腐蚀电池。
2.举例说明腐蚀电池的工作环节。
以含杂质铜锌块浸于盐酸溶液中为例
①阴极反应金属的氧化反应，当氧化反应产物是可溶性离子时，一
般形式写成：
Me→Men++ne。
Zn=Zn2++2e-
②阳极反应溶液中的某些物质D的还原反应，一般形式：
D+me→De
2H++2e=H2↑
③电流回路金属部分：
电子的定向运动（电子由阳极流到阴极）
溶液部分：
离子的定向运动（阴离子由阴极向阳极迁移，阳离子由阳极向阴极迁移）
在金属内部电流从阴极到阳极，在溶液内部里电流从阳极到阴极，形成闭合回路。
2.Evans极化图的意义和作法，用Evans极化图表示腐蚀电流的影响因素，请用Evans极化图说明，铁和锌在同样的酸溶液中，虽然锌的平衡电位比铁的平衡电位更负，但由于析氢反应在锌上更难进行，因为锌的腐蚀电池比铁的腐蚀电流小
1）Evans极化图的作法：
在极化曲线图上忽略极化曲线的具体形状而用直线表示便得到Evans极化图。
（若阴极和阳极的极化电位与电流的关系式线性的，就可以得到由直线表示的腐蚀极化图，称为Evans极化图）?
2）用Evans极化图表示影响腐蚀电流的因素?
当起始电位差（E0c-E0a）增大，腐蚀电流增大；
当腐蚀电池的工作阻力增大（Pc,Pa或R同时或分别增大），则腐蚀电流减小。
这些影响用Evans极化图表示十分清楚。
3）用Evans极化图表示腐蚀电池的控制类型?
①阴极极化控制?
Pc>
>
Pa,R可以忽略，即阴极反应的阻力在总阻力中占控制地位;
②阳极极化控制?
Pa>
Pc,R可以忽略，即阴极反应的阻力在总阻力中占控制地位;
③欧姆电阻控制?
R>
Pa,Pc,总阻力中以欧姆电阻为主。
1.将铜片和锌片插在3%NaCl溶液中，测得铜片和锌片未接通时的电位分别为+0.05V和–0.83V。
当用导线通过电流表把铜片和锌片接通，原电池开始工作，电流表指示的稳定电流为0.15mA。
已知电路的欧姆电阻为200Ω
（1）原电池工作后阳极和阴极的电位差Ec–Ea是多少？
（2）阳极极化值?
Ea与阴极极化值?
Ec的绝对值之和Ea+|?
Ec|等于多少?
（3）如果阳极和阴极都不极化，电流表指示应为多少？
（4）如果使用零电阻电流表，且溶液电阻可以忽略不计，那么电流达到稳态后，阳极与阴极的电位差Ec–Ea、阳极极化值与阴极极化值的绝对值之和ΔEa+|ΔEc|等于多少？
电流表的指示又为多少？
（1）根据Ec-Ea=IR则有:
Ec-Ea=IR=0.51mA×
200欧=30mV=0.03V即原电池工作后阳极和阴极的电压差Ec-Ea=0.03V
（2）△Ea=Ea-Eoa|△Ec|=Eoc-Ec
△Ea＋|△Ec|=Ea-Eoa+Eoc-Ec=（Eoc-Eoa）-（Ec-Ea）=0.05＋0.83-0.03=0.85V
即阳极极化值△Ea与阴极极化值△Ec的绝对值之和为0.85V。
（3）如果阳极和阴极都不极化，则有Pc=0，Pa=0
Icor=（Eoc-Eoa）/R=（0.05＋0.83）/200=0.0044A=4.4mA
即电流表指示应为4.4mA。
（4）当使用零电阻电流表时有，阳极与阴极的电位差Ec=Ea，则有：
电位差Ec-Ea=0
由
（2）知：
△Ea＋|△Ec|=（Ea-Ec）-（Eoa-Eoc）=0-（-0.83-0.5）=0.88V
Pc+Pa=（Eoc-Ec＋Ea-Eoa）/Icor=（0.88-0.03）/0.15×
10-3=5666.7Ω
I=（Eoc-Eoa）/（Pc+Pa）=（0.05＋0.83）/5666.7=0.000155A
2.某腐蚀体系的参数为：
E0a=-0.4V，E0c=0.8V，Ecor=-0.2V。
当R=0时，Icor=10mA,该腐蚀电池属于什么控制类型？
如果欧姆电阻R=90Ω，那么I′cor为多少？
腐蚀电池又属于什么控制类型？
由题可知：
当R=0时有：
Icor=（Eoc-Eoa）/（Pc+Pa）
Pc+Pa=（Eoc-Eoa）/Icor=（0.8+0.4）/10×
10-2=120Ω
Pc=（Eoc-Ec）/Icor=（0.8＋0.2）/10×
10-3=100Ω
则有Pa=120-100=20Ω
因为Pc>
Pa，所以该电池属于阳极极化控制。
当欧姆电阻R=90Ω时有：
Icor′=（Eoc-Eoa）/（Pc+Pa+R）=（0.8+0.4）/（120+90）=5.71mA
因为R与Pc接近，所以该腐蚀电池为欧姆电阻和阳极极化共同控制。
1.腐蚀电池的工作环节：
（1）阳极反应：
金属的氧化反应
（2）阴极反应：
溶液中某些物质的还原反应
（3）电流回路：
金属部分电子的定向移动，电子由阳极流向阴极
离子的定向移动，阳离子由阳极向阴极移动，阴离子由阴极向阳极移动。
在金属内部，电流从阴极到阳极，在溶液内部离子在阳极到阴极间产生定向迁移从而形成闭合回路。
2.法拉第定律：
定义：
氧化或还原1mol的任何物质所需要的电量为nF
腐蚀电流密度：
icor=Icor/S
V=Aicor/nF
A:
金属的原子量，单位为g
F：
法拉第常数，1F=26.8A·
n:
摩尔质量
3.腐蚀电池与化学电源的原电池相比，腐蚀电池的特点：
①腐蚀电池的阳极反应是金属的氧化反应，结果造成金属材料的破坏。
②腐蚀电池的阳极和阴极是短路的，电池工作时产生的电流完全消耗在电池内部，转变为热，不能对外做功。
③腐蚀电池中的反应是以最大限度的不可逆方式进行。
第3章电化学腐蚀的倾向（腐蚀热力学问题）
1.请说明：
电位的表示方法，平衡电位的意义，能斯特公式的应用，非平衡电位的概念。
1）电位：
金属和溶液两相之间的电位差叫做电极系统的电极电位，简称电位，记为φ。
电位的绝对值是无法测量的,只能测得其相对值，相对值记为E，选一个参考电极和待测电极组成原电池系统，测得其电位差。
规定标准氢电极的电位为0.因此用标准氢电极作参考电极所测得的电位差就是待测电极相对于标准氢电极的电位值。
（二者数值相等）。
2）平衡电位的意义：
当电极反应达到平衡时，电极系统的电位为平衡电位，亦称可逆电位，记为Ee,平衡电位总是和电极反应联系在一起。
当电极系统处于平衡电位时，电极反应的正方向速度和逆方向速度相等，净反应速度为零。
在两相之间物质的迁移和电荷的迁移都是平衡的,即没有物质与净电荷的积累。
3）能斯特公式的应用:
将电极反应的平衡电位和参与电极反应的各组分的活度（或分压）即具体的腐蚀环境条件联系起来，有平衡电位计算公式
例如，实验室的制备方法之一，是用与反应；
在加热的情况下，氯气可以不断发生。
但是利用标准电极电势来判断上述反应的方向，却会得出相反的结论。
能斯特方程中的参数
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O
还原剂的电极反应：
Cl2+2e-=2Cl-
φ（标准）=1.3583V
氧化剂的电极反应：
MnO2+4H++2e-=Mn2++2H2O φ（标准）=1.228V
E（标准）=1.228-1.3583=-0.1523<
所以反应不能自发地向右进行。
用φ（标准）判断结果与实际反应方向发生矛盾的原因在于：
盐酸不是1mol/L，Cl2分压也不一定是101.3KPa，加热也会改变电极电势的数值。
由于化学反应经常在非标准状态下进行，这就要求研究离子浓度、温度等因素对电极电势的影响。
但是由于反应通常皆在室温下进行，而温度对电极电势的影响又比较小，因此应着重讨论的将是温度固定为室温（298K），在电极固定的情况下，浓度对电极电势的影响。
离子浓度改变对电极电势的影响可以通过Cu-Zn原电池的实例来讨论。
假若电池反应开始时，Zn2+和Cu2+的浓度为1mol/L，测定电池的电动势应该是标准状态的电动势1.10V。
Zn（s）+Cu2+（1mol/L）=Zn2+（1mol/L）+Cu（s） E=（标准）1.10V
当电池开始放电后，反应不断向右进行，Zn2+浓度增大而Cu2+浓度减少。
随着反应物和产物离子浓度比的变化，[Zn2+]/[Cu2+]逐渐增大，反应向右进行的趋势会逐渐减小，电池电动势的测定值也会随之降低。
如图
图1
⑴所示，横坐标为[Zn2+]和[Cu2+]之比的对数值，纵坐标为电池的电动势E。
Zn2+浓度增大，Cu2+浓度减小时，电池电动势由1.10直线下降，直到反应达到平衡状态。
反应达到平衡状态时，电池停止放电，电池电动势降低到零；
[Zn2+]和[Cu2+]的比值就等于平衡常数K=[Zn2+]/[Cu2+]=1037,lgK=37。
电池电动势为零时，直线与横坐标相交，相交点横坐标的值约为37。
除上述通过反应的进行可使[Zn2+]/[Cu2+]改变以外，还可有多种改变离子浓度比的方法。
如往锌半电池中加可溶性锌盐，用水稀释或加S2-使Cu2+沉淀浓度降低等等。
无论怎样操作总会发现，只要[Zn2+]/[Cu2+]增加，电池电动势就会下降；
相反，离子浓度比减小，电池电动势升高。
4）非平衡电位：
当电极反应不处于平衡状态，有物质积累，电极系统的电位称为非平衡电位。
2.在Fe-水体系中用电位-PH平衡说明金属铁的腐蚀倾向和腐蚀控制的途径。
1）电位－PH平衡图：
以电位E为纵坐标，pH为横坐标，对金属—水体系中每一种可能的化学反应或电化学反应，在取定溶液中金属离子活度的条件下，将其平衡关系表示在图上，这样金属—水体系中大量而复杂的均相和非均相化学反应与电化学反应的平衡关系，便简单明了地图示在一个很小的平面上，使我们能一目了然地对体系中的各种平衡关系得到一个总的轮廓。
这种图叫做“电位—pH平衡图”，亦称为理论电位—pH图，又称为Pourbaix图。
2）用电位－pH平衡图说明腐蚀倾向和腐蚀控制的途径：
①腐蚀倾向：
以上述右图为例：
a.?
当代表体系的点位于稳定区内，Fe不会发生腐蚀（不满足电化学腐蚀的能量条件）?
b.?
当代表体系的点位于右侧的腐蚀区内，并处于a线以下，则Fe既能发生析氢腐蚀，也能发生吸氧腐蚀，腐蚀产物为Fe2+
c.?
当代表体系的点位于左侧的腐蚀区内，并处于a线以下，则Fe在这种强碱溶液中能够发生析氢腐蚀，也能发生吸氧腐蚀，腐蚀产物为HFeO2-?
d.?
当代表体系的点位于钝化区内，Fe能够发生腐蚀，但腐蚀产物是Fe2O3或Fe3O4，这是因为固体氧化物形成表面膜，可能产生保护作用，而使腐蚀速度很低。
②腐蚀控制的途径：
以上述右图为例，图中B点位于腐蚀区，减小金属腐蚀的途径有a.降低电位到稳定区（阴极保护）；
b.升高电位到钝化区（阳极保护）；
c.增加溶液PH值使体系进入钝化区（处理介质方法）
1.在下列情况下，氧电极反应的平衡电位如何变化：
（1）温度升高10℃（取Po2=1atm，pH=7）
（2）氧压力增大到原来的10倍（温度25℃）
（3）溶液pH值下降1单位（温度25℃）
在中性溶液中，阴极的反应为：
O2+2H2O+4e-=4OH-
其平衡位则为Ee=E0（OH-/O2）+RT㏑（Po2/a4OH-）/nF
（1）当温度升高10℃后有：
Ee=E0（OH-/O2）+R（T?
10）×
㏑（Po2/a4OH-）/nF
=E+RT㏑（Po2/a4OH）/nF+10R㏑（Po2/a4OH-）/nF
则平衡电位变化量△Ee1=Ee′-Ee=10R㏑（Po2/a4OH-）/nF
=10R㏑Po2/nF－10R㏑a4OH-/nF
又因㏑a4OH=2.3lga4OH，则有lgaOH=pH－14
△Ee1=10×
8.314/（4×
96500）×
㏑Po2-10×
96500）×
2.3×
（7-14）
=0+0.01387=0.0139V>
即：
温度升高10℃后平衡电位正移0.0139V。
（2）当氧压力增加到原来的10倍时
Ee2″=E＋RT㏑（Po2/a4OH-）
=E+RT·
ln10/nF+RT·
△E2=Ee″－Ee=RTln10/nF=（8.314×
298.15）/（4×
2.3
=0.0148V>
即氧压力增大到原来的10倍时有氧电极平衡电位正移0.0148V
（3）当溶液pH值下降1时有
Ee'
'
=E＋RT·
ln（Po2/a4＇OH-）=E+RT·
lnPo2/nF-4RT·
lnaOH-/nF
ΔE3=Ee'
－Ee
=E＋RTlnPo2/nF－4RT·
㏑a＇OH-（E＋RTlnPo2/nF－4RT·
㏑aOH/nF）
=-4RT·
2.3（PH-14）/nF+4RT·
2.3（pH-14）/nF
=RT/F×
2.3=8.315?
298.15?
2.3/96500=0.0591V＞0
即pH值下降1个单位，氧电压反应平衡电位正移0.0591V。
2.将铁置于饱和空气的碱溶液（pH=10）中，按阳极反应为
（1）Fe+Fe2++2e
（2）Fe+2OH-=Fe（OH）2+2e
计算腐蚀倾向，二者是否相同？
为什么？
在pH=10的碱溶液中，去极化还原反应为：
O2+2H2O+4e-=4OH?
Ee=E0（OH-/O2）+RT㏑（Po2/a4OH-）/nF
=0.401＋0.0591·
lg（0.21/10?
16）/4=0.627V
（1）当阳极反应为Fe=Fe2?
＋2e-
有Fe2?
＋2OH?
=Fe（OH）2↓
查得KspFe（OH）2=1.87×
15
a（Fe2+）=KspFe（OH）2/a[OH]2=1.87×
15/10-8=1.87×
7mol/L
由：
Fe=Fe2＋+2e?
又有Eea=-0.440＋0.02955lga（Fe2?
）
=-0.440＋0.02955lg1.8×
10-7=-0.639V
（2）当阳极反应为Fe＋2OH-=Fe（OH）2+2e-
查表有EeFe（OH）2=-0.875V[OH]=10?
4mol/L
Ee=E0+RT㏑（1/a[OH4]）/nF
=-0.875＋（8.315×
298.15）/（2×
2.3lg10?
4
=-0.639V
综上则有两种计算所得结果相同，即二者的腐蚀倾向一样。
3.将两根铜棒分别浸于0.01mol/LCuSO4溶液和0.5mol/LCuSO4溶液，组成一个金属离子浓差电池。
（1）哪一根铜棒是阳极，哪一根铜棒是阴极？
（2）写出阳极反应和阴极反应，计算其平衡电位。
（3）该金属离子浓差电池的腐蚀倾向是多少伏？
（1）铜棒在0.01mol/LCuSO4溶液中时有：
Cu=Cu2?
＋2e?
γ（Cu2?
）=0.41
又根据EeCu/Cu2+=E0＋RT㏑a（Cu2+）/nF
=0.337＋0.059·
lg（0.01×
0.41）/2=0.266V
当铜棒在0.5mol/LCuSO4溶液中时有：
）=0.0668
Ee'
（Cu/Cu2+）=E0＋RT㏑a（Cu2+）/nF
=0.337＋0.059lg（0.5×
0.0668）/2
=0.293V
因为EeCu/Cu2?
<
Cu/Cu2?
，即铜在0.01mol/LCuSO4溶液中的电位比在
0.5mol/LCuSO4溶液中电位低。
故有铜在0.01mol/LCuSO4溶液中作阳极，而在0.5mol/
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