金屬腐蝕及防護課后習(xí)題答案解析-文庫吧
2025-06-12 23:14 本頁面
【正文】 —pH圖中的鈍化區(qū)并不能反映出各種金屬氧化物、氫氧化物等究竟具有多大的保護性能。 5．繪制理論電位—pH圖時，往往把金屬表面附近液層的成分和PH大小等同于整體的數(shù)值。實際腐蝕體系中，金屬表面附近和局部區(qū)域內(nèi)的pH值與整體溶液的pH值其數(shù)值往往并不相同。 因此，應(yīng)用電位—pH圖時，必須針對具體情況，進行具體分析，過分夸大或貶低電位—pH圖的作用都是不對的。1舉例說明有哪些可能的陰極去極化劑?當(dāng)有幾種陰極去極化劑同時存在時，如何判斷哪一種發(fā)生還原的可能性最大?自然界中最常見的陰極去極化反應(yīng)是什么?答案：（1）氫離子還原反應(yīng)或析氫反應(yīng)（電極反應(yīng)式）；（2）溶液中溶解氧的還原反應(yīng)；（3）溶液中高價離子的還原反應(yīng)；（4）溶液中貴金屬離子的還原反應(yīng)。判斷：（⊿G）T，P= nF⊿E（⊿G）T，P= nF（EC EA）其中：EC 為氧化劑電位； EA為還原劑電位。因此，⊿E越負(fù)， 反應(yīng)可能性越最大；有些情況下可利用氧化劑的平衡電極電位EC來粗略判斷陰極去極化反應(yīng)的可能性大小。最常見的陰極去極化反應(yīng)：析氫反應(yīng)和吸氧反應(yīng)1何謂腐蝕極化圖?說明其應(yīng)用。答案：一腐蝕電池，開路時，測得陰、陽極的電位分別為E0,C和E0,A。然后用可變電阻把二電極連接起來，依次使電阻R值由大變小，電流則由零逐漸變大，相應(yīng)地測出各電流強度下的電極電位，繪出陰、陽極電位與電流強度的關(guān)系圖，就是腐蝕極化圖。因此，腐蝕極化圖是一種電位—電流圖，它是把表征腐蝕電池特征的陰、陽極極化曲線畫在同一張圖上構(gòu)成的。腐蝕極化圖的應(yīng)用（1）極化圖用于分析腐蝕速度的影響因素(a)腐蝕速度與腐蝕電池初始電位差的關(guān)系：腐蝕電池的初始電位差（EO,C EO,A )，是腐蝕的原動力；（例氧化性酸對鐵的腐蝕；不同金屬平衡電位對腐蝕電流的影響）(b)極化性能對腐蝕速度的影響：若腐蝕電池的歐姆電阻很小，則極化性能對腐蝕電流有很大的影響；（例鋼在非氧化酸中的腐蝕極化圖）(c)溶液中含氧且及絡(luò)合劑對腐蝕速度的影響；（例銅在含氧酸及氰化物中腐蝕極化圖）(d)其他影響腐蝕速度的因素，如陰、陽極面積比和溶液電阻等。（2）腐蝕速度控制因素：陽極控制、陰極控制、混合控制和歐姆控制。1試用腐蝕極化圖說明電化學(xué)腐蝕的幾種控制因素以及控制程度的計算方法。答案：100%100%1混合電位理論的基本假說是什么?答案：混合電位理論包含兩項基本假說：（1）任何電化學(xué)反應(yīng)都能分成兩個或兩個以上的氧化分反應(yīng)和還原分反應(yīng)。（2）電化學(xué)反應(yīng)過程中不可能有凈電荷積累。根據(jù)混合電位理論，腐蝕電位是由同時發(fā)生的兩個電極過程，即金屬的氧化和腐蝕劑的還原過程共同決定的，是腐蝕體系的混合電位。因此，根據(jù)腐蝕極化圖很容易確定腐蝕電位并解釋各種因素對腐蝕電位的影響。而根據(jù)腐蝕電位的變化卻不能準(zhǔn)確判斷腐蝕速度的大小或變化。必須測定相應(yīng)的極化曲線，根據(jù)腐蝕極化圖或動力學(xué)方程式才能確定腐蝕速度，研究腐蝕動力學(xué)過程和機理。1何謂差異效應(yīng)?產(chǎn)生負(fù)差異效應(yīng)的原因是什么？（1） 答案：差異效應(yīng)現(xiàn)象和定義圖中開關(guān)又?jǐn)嚅_的情況下，鋅試樣處于自腐蝕狀態(tài)，鋅上的析氫速度為V0。然后接通開關(guān)，使鋅試樣與同溶液中的電位正的金屬鉑連通，鋅上的析氫速度為V1，則（2）差異效應(yīng)的腐蝕極化圖解釋（3）負(fù)差異效應(yīng)，及其形成原因1為什么說防腐就是防水？（可從極化與去極化角度解釋）答案：在一般情況下，具備腐蝕電池條件后，腐蝕初始速度較大，但很快變慢，直至很小。此現(xiàn)象稱為極化現(xiàn)象。但當(dāng)環(huán)境有水存在時，會發(fā)生：氫去極化腐蝕：氫離子還原為氫氣。酸性介質(zhì)中： 2H+＋2e → H2 反應(yīng)步驟如下： H+ H2 O → H+ ＋ H2 O H+ ＋M（e）→ MH MH ＋MH → H2 ＋2M或 MH ＋ H+ ＋M（e）→ H2 ＋2M堿性介質(zhì)中： H2O＋M（OH）→ OH＋M(H2O ) M(H2O ) → M（ H）＋ OHM（ H）＋ M（ H）→ H2 ＋2M氫離子小，得電子后變相，使反應(yīng)不斷進行，去極化能力強。氧去極化腐蝕氧分子在陰極上的還原反應(yīng)(生成H2O、OH)的電化學(xué)腐蝕稱為氧去極化腐蝕。由于氧分子的非離子化，氧分子在溶液中的溶解度較小（常壓下最高濃度約為 104mol/L）,所以，氧向金屬表面的輸送過程如下：①通過空氣溶液界面融入溶液，②以對流或擴散方式通過溶液的主要厚度層，③以擴散方式通過金屬表面的溶液靜止層而到達(dá)金屬表面。 一般認(rèn)為步驟③是傳質(zhì)最慢步驟。在酸性介質(zhì)中氧電極過程為：形成半價氧離子 O2 ＋e → O2形成二氧化一氫 O2 ＋H+ → HO2形成二氧化一氫離子 HO2 ＋e → HO2 形成過氧化氫 HO2 ＋H+ → H2O2形成水 H2O2 ＋ 2H+ ＋2e → 2H2O 或 H2O2 → 1/2 O2 ＋ H2O總反應(yīng) O2 ＋ 4H+ ＋4e → 2H2O 一般認(rèn)為，第一步驟為控制步驟。氫離子小，來源廣泛，還原產(chǎn)物離開溶液?？偟谋憩F(xiàn)出氫去極化能力很強。氧在水中溶解有限，擴散速度較慢，但過電位較小。總的表現(xiàn)出氧去極化能力相對較小。結(jié)論：H+(H2O)和O2是防腐的主要敵人，防腐應(yīng)該說就是防水、防酸和防氧。顯然，去濕，調(diào)整pH值，除氧是防腐的首要問題。1金屬鈍化的概念及鈍化圖和應(yīng)用答案：金屬在腐蝕過程中，由于極化，尤其是陽極極化，使腐蝕速度急劇下降，這在金屬防腐中有重要意義。要利用這一現(xiàn)象，即必須研究金屬極化的規(guī)律。由于陽極極化使金屬的腐蝕減緩，因此，把陽極極化稱為金屬的鈍化。鈍化過程可劃為四個階段㏒I E0E1E4E3E2㏒I1 ㏒I2 ㏒I34 活化溶解區(qū)：隨電位升高值E1,電流密度由I1逐漸增加至I2,電位達(dá)到E2就不再增加。稱E1為初始電位，稱I1為初始電流密度， E2為致鈍電位， I2為致鈍電流密度。 人們稱E1—E2區(qū)為活化溶解區(qū)?；罨g化過渡區(qū)：電位到達(dá)E2之后阻隔陽極過程的氧化膜不但生成和溶解，隨著電位的升高，氧化膜越來越完整。這段電流測得的是上下抖動的虛線。但電位到達(dá)E3時，電流密度穩(wěn)定一較小值I3 。人們稱E3對應(yīng)的電流密度I3為維鈍電流密度，稱E2—E3區(qū)為活化—鈍化過渡區(qū)。鈍化區(qū)：電位到達(dá)E3后，隨電位升至E4時，電
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