Коррозия и защита металлов

Москва

Издательство «ФЛИНТА»

Издательство Уральского университета

2017

Министерство образования и науки российской Федерации

уральский Федеральный университет  

иМени первого президента россии б. н. ельцина

коррозия и защита Металлов

рекомендовано методическим советом урФу

в качестве учебно-методического пособия  
для студентов, обучающихся по программе бакалавриата  
по направлению подготовки 240100 «Химическая технология»

2-е издание, стереотипное

© уральский федеральный 
      университет, 2015

авторы:
о. в. я р о с л а в ц е в а, т. н. о с т а н и н а, 
в. М. р уд о й, и. б. М у р а ш о в а

рецензенты:
кафедра химии и процессов горения уральского института 
государственной противопожарной службы МЧс россии 
(и. о. начальника кафедры кандидат технических наук, 
доцент е. в. г а й н у л л и н а);
о. в. Ч е м е з о в, кандидат химических наук, старший научный 
сотрудник института высокотемпературной электрохимии уро ран

научный редактор
а. б. д а р и н ц е в а, кандидат химических наук, доцент

удк 620.1(07)
ббк 34.66я7
      к689

коррозия и защита металлов [Электронный ресурс]: 
[учеб.-метод. пособие] / [о. в. ярославцева, т. н. останина, в. 
М. рудой, и. б. Мурашова ; науч. ред. а. б. даринцева] ; М-во 
образования и науки рос. Федерации, урал. федер. ун-т. – 2-е 
изд., стер. — М. : ФЛИНТА : Изд-во Урал. ун-та, 2017. – 90 с.

ISBN 978-5-9765-3282-3 (ФЛИНТА)
ISBN 978-5-7996-1415-7 (Изд-во Урал. ун-та)

в пособии излагаются основные закономерности коррозии металлов в

водных растворах, протекающей по электрохимическому механизму. описаны 
методы экспериментального исследования коррозионных процессов. 
рассмотрены способы расчета скорости коррозии по результатам измерения 
поляризационных диаграмм и способы электрохимической защиты металлов 
от коррозии. теоретические блоки сопровождаются практическими работами, 
приводится методика проведения эксперимента.
для самостоятельной работы студентов при подготовке к лабораторным 
работам в рамках дисциплины «коррозия и защита от коррозии металлов».

к689

удк 620.1(07)
ббк 34.66я7

ISBN 978-5-9765-3282-3 (ФЛИНТА)
ISBN 978-5-7996-1415-7 (Изд-во Урал. ун-та)

современный уровень развития промышленных технологий 
предусматривает применение новых высокотемпературных процессов, протекающих при высоких давлениях с одновременным 
воздействием агрессивных сред и больших механических нагрузок. 
все это предопределяет повышенные требования к надежности 
и стойкости конструкционных материалов, делает необходимым 
совершенствование методов защиты. для практического решения 
тех или иных задач, связанных с различными проблемами коррозии, 
требуется знание основополагающих закономерностей протекания 
коррозионных процессов и принципов, лежащих в основе различных методов противокоррозионной защиты. Эти вопросы рассматриваются в рамках дисциплины «коррозия и защита от коррозии 
металлов», которая предусмотрена учебным планом подготовки 
бакалавров по направлению 240100 «Химическая технология».
в предлагаемом учебно-методическом пособии изложены основные положения теории коррозии, методы исследования коррозионных процессов, а также способы электрохимической защиты металлов от коррозии. в каждом разделе представлены лабораторные 
работы (практическая часть), в ходе которых студенты знакомятся 
с экспериментальными приемами анализа коррозионных процессов, 
методами расчета скорости коррозии, а также способами защиты 
металлов от коррозии и снижения скорости их коррозионного разрушения. описание лабораторных работ включает цель работы, 
методику эксперимента (схема измерения и порядок проведения 

Предисловие

исследований), обработку результатов экспериментов, правила 
оформления отчета, перечень вопросов к коллоквиуму.
данное пособие является итогом многолетней научной и методической работы кафедры технологии электрохимических производств 
и отличается от предыдущих пособий на эту тему современной 
интерпретацией некоторых явлений.

1. Установившийся (стационарный) 
Потенциал металла  
в коррозионной среде

под электрохимическим (или электродным) потенциалом понимают изменение скачка потенциала металла при перенесении его 
из вакуума в электролит. Это изменение потенциала определяется 
процессом перехода зарядов из металла в раствор (или обратно), 
явлениями адсорбции и другими причинами. скачок потенциала 
между двумя фазами не может быть измерен, но можно измерить 
электродвижущую силу элемента, составленного из исследуемого 
электрода и электрода, потенциал которого условно принят за ноль 
(стандартный водородный потенциал). Эту электродвижущую силу 
и принимают за электродный потенциал.
при погружении металла в раствор электролита, содержащего 
ионы опущенного в раствор металла, на границе раздела фаз устанавливается равновесие:

 

,

,
.

f

b

K
z

K
ze
+ +
↔

Me

Me
Me
Me  
(1.1)

в этом случае динамическое равновесие осуществляется за счет 
перехода через границу ионов металла. скорость такого обмена при 
условии установившегося динамического равновесия, выраженная 
в единицах плотности тока, называется плотностью тока обмена (i0):

 
iк = iа = i0, 
(1.2)

где iк и ia — парциальные катодный и анодный токи соответственно.
парциальные катодный и анодный токи можно вычислить по 
уравнениям замедленного разряда (1.3) и (1.4) и представить парциальными кривыми (рис. 1.1).

рис. 1.1. парциальные поляризационные кривые в электрохимической 
системе Me|Mez+

 
,
exp
,
z
f
z F
i
z F K
E
R T

+
α⋅ ⋅


=
⋅
⋅
⋅
⋅
−


⋅



ê
Me
Me
С
 
(1.3)

 
,
(1
)
exp
,
b
z F
i
z F K
E
R T
− α ⋅ ⋅


=
⋅
⋅
⋅


⋅



a
Me
 
(1.4)

где KMe,f и KMe,b — константы скорости, соответствующие протеканию 
процессов в прямом и обратном направлениях; α — коэффициент 
переноса.
согласно уравнениям (1.3) и (1.4) при сдвиге потенциала в область отрицательных значений возрастает скорость парциального 
катодного процесса, при смещении потенциала в положительную 
область ускоряется парциальный анодный процесс. суммарная 
скорость электродной реакции является алгебраической суммой 
скоростей парциальных процессов. при равенстве парциальных 
токов устанавливается равновесный (обратимый) потенциал (Ep), 
который можно вычислить по уравнению нернста

 
0
p
ln
z
a
R T
E
E
z F
St

+


⋅
=
+


⋅



Me
, 
(1.5)

где E0 — стандартный потенциал металла в растворе своих ионов; 
R — универсальная газовая постоянная, Т — температура; z — число 
электронов, участвующих в реакции; F — число Фарадея; aMez+ – 
активность ионов металла в растворе; St — стандарт концентрации 
в выбранной концентрационной шкале.
необратимый (неравновесный) электродный потенциал металла 
устанавливается, когда в процессе обмена, определяющего потенциал металла, участвуют не только ионы данного металла. так, при 
помещении металла в раствор, не содержащий ионы данного металла, на границе металл — раствор также происходит эквивалентный 
обмен зарядами. однако теперь эти заряды переносятся разными по 
природе частицами. например, анодный процесс осуществляется 
за счет растворения металла (прямая реакция (1.1)), но участие 
ионов металла в катодной реакции практически исключено, так 
как в растворе эти ионы отсутствуют, а количество ионов металла, 
попадающих в раствор за счет парциальной анодной реакции, пренебрежимо мало. 
в катодной реакции могут принимать участие
— молекулы воды: 

 
H2O + ē → 1/2 H2 + OH–,     
0,82
2
2
0
H O H
 В
E
= −
/
; 
(1.6)

— ионы водорода (в кислом растворе):

 
H+ + ē → 1/2 H2,     
0
0
+
2
H /H
 В
E
=
; 
(1.7)

— растворенный кислород:

 
1/2O2 + 2ē + H2O → 2OH–,     
/
0,401
–
2

0
ОН
О
 В
E
=
. 
(1.8)

неравновесные потенциалы могут быть стационарными, если 
они установились во времени на вполне определенном значении, 
и нестационарными, если они не устанавливаются во времени на 
каком-то определенном значении. условием образования стационарного потенциала является равенство скоростей переноса зарядов 
в прямом и обратном направлениях, т. е. баланс зарядов. баланс 
вещества при этом не соблюдается.

например, большинство металлов при растворении образуют 
двухзарядные катионы, т. е. z = 2. в случае кислой среды (рн < 7) 
в катодной реакции участвуют имеющиеся свободные ионы водорода. тогда электродные реакции могут быть представлены в виде

а: Me – 2ē → Me2+,
к: H+ + 2ē → H2. 
(1.9)

в приведенном примере сохраняется баланс зарядов, но баланс вещества (относительно ионов металла) отсутствует, поэтому 
становится возможным процесс электрохимического растворения 
металла за счет неуравновешенного тока обмена. сочетание таких 
самопроизвольно протекающих анодного и катодного процессов 
называют коррозией металла с водородной деполяризацией из-за 
участия ионов водорода в катодном процессе.
если в катодном процессе участвуют молекулы кислорода, растворившиеся в водном растворе из воздуха, то процесс называется 
коррозией металла с кислородной деполяризацией:

а: Me – 2ē → Me2+,

к: 1/2O2 + 2ē + H2O → 2OH–. 
(1.10)

коррозия металлов с кислородной деполяризацией, как правило, 
протекает в нейтральных и щелочных средах (рн ≥ 7) в отсутствие 
достаточного количества ионов водорода, но не исключена и в относительно кислых растворах. последнее реализуется в случае 
восстановления ионов водорода на некоторых металлах с очень 
большими затруднениями. показателем этого является величина 
константы а в уравнении замедленного разряда ионов водорода 
(уравнение тафеля):

 
ηн = a + b · lg(iH), 
(1.11)

где ηн — перенапряжение выделения водорода на данном металле; 
а и b — константы уравнения тафеля, зависящие от природы металла 
(а численно соответствует величине перенапряжения при плотности 
тока 1 а/см2; b дает изменение перенапряжения при десятикратном 

изменении плотности тока; для металлов, на которых затруднения 
восстановления водорода связаны с переносом заряда, b составляет 
около 0,12); iн — плотность тока выделения водорода. значения 
констант а и b для разных металлов экспериментально определены 
и приводятся в литературе [1]. так, если справочное значение постоянной а больше единицы, то восстановление водорода на данном 
металле затруднено, значит, в катодной реакции вероятнее участие 
растворенного кислорода даже при рн около 3–4. 
неравновесные потенциалы характеризуются кинетикой 
электродных процессов и в общем случае не рассчитываются из 
термодинамических данных, а могут быть только определены экспериментально.

Практическая часть

Цель работы — провести анализ коррозионного поведения 
предложенного металла в указанной коррозионной среде.

Методика эксперимента

1. измерить стационарный потенциал металла в предложенном 
растворе относительно насыщенного хлорсеребряного электрода 
сравнения по схеме, приведенной на рис. 1.2. 

рис. 1.2. схема установки для измерения электродного потенциала: 
1 — стакан с рабочим раствором; 2 — рабочий электрод; 3 — электролитический 
ключ, заполненный насыщенным раствором KNO3; 4 — высокоомный вольтметр; 
5 — хлорсеребряный электрод сравнения; 6 — стакан с насыщенным раствором KCl

измеренное значение представляет собой разность потенциалов 
между положительным и отрицательным электродом: 

 
Eизм = Е+ – Е–, 
(1.12)

где знаки электродов определяют по схеме измерения. 
учитывая подключение электродов (положительный или отрицательный полюс), согласно выражению (1.12) рассчитать значение 
потенциала рабочего электрода. таким образом получают значение 
потенциала по водородной шкале.
2. проверить применимость уравнения нернста к равновесному 
состоянию металла в указанной среде. для этого рассчитать значение 
обратимого потенциала по уравнению нернста (1.5). при расчетах 
концентрацию ионов металла в изучаемом растворе принять равной 
10–6 моль/л, что соответствует нижнему пределу чувствительности 
аналитических методов. сравнить рассчитанное значение с экспериментально определенным и сделать вывод о применимости уравнения нернста к изучаемой системе, т. е. об обратимости рабочего 
электрода относительно ионов этого металла в растворе.
3. оценить наиболее вероятный механизм коррозионного процесса (водородная или кислородная деполяризация). для этого 
определить водородный показатель коррозионной среды (рн) при 
помощи рн-метра или используя для ориентировочной оценки 
бумажный индикатор. по величине рн рассчитать равновесные 
потенциалы для водородной и кислородной полуреакций. сопоставляя полученные значения с величиной равновесного потенциала 
металла, оценить термодинамическую вероятность того или иного 
механизма коррозии:
Ep, O2 > Еp, Me > Еp, H — возможна коррозия только с кислородной 
деполяризацией;
Ep, O2 > Еp, H > Еp, Me — возможно протекание коррозии как с кислородной, так и c водородной деполяризацией.
проверить способность к восстановлению ионов водорода на 
данном металле, оценив справочное значение [1] постоянной а 
из уравнения тафеля. сделать заключение о наиболее вероятном