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腐蚀与防护试题1化学腐蚀的概念、及特点答案：化学腐蚀：介质与金属直接发生化学反应而引起的变质或损坏现象称为金属的化学腐蚀。是一种纯氧化-还原反应过程，即腐蚀介质中的氧化剂直接与金属表面上的原子相互作用而形成腐蚀产物。在腐蚀过程中，电子的传递是在介质与金属之间直接进行的，没有腐蚀电流产生，反应速度受多项化学反应动力学控制。归纳化学腐蚀的特点在不电离、不导电的介质环境下反应中没有电流产生，直接完成氧化还原反应腐蚀速度与程度与外界电位变化无关2、金属氧化膜具有保护作用条件，举例说明哪些金属氧化膜有保护作用，那些没有保护作用，为什么？答案：氧化膜保护作用条件：①氧化膜致密完整程度；②氧化膜本身化学与物理稳定性质；③氧化膜与基体结合能力；④氧化膜有足够的强度氧化膜完整性的必要条件：PB原理：生成的氧化物的体积大于消耗掉的金属的体积，是形成致密氧化膜的前提。PB原理的数学表示：反应的金属体积：VM=m/m-摩尔质量氧化物的体积：VMO=m'/'用=VMO/VM=m'/（m'）当1金属氧化膜具备完整性条件部分金属的值氧化物氧化物氧化物MoO33.4WO33.4V2O53.2Nb2O52.7Sb2O52.4Bi2O52.3Cr2O32.0TiO21.9MnO1.8FeO1.8Cu2O1.7ZnO1.6Ag2O1.6NiO1.5PbO21.4SnO21.3Al2O31.3CdO1.2MgO1.0CaO0.7MoO3WO3V2O5这三种氧化物在高温下易挥发，在常温下由于值太大会使体积膨胀，当超过金属膜的本身强度、塑性时，会发生氧化膜鼓泡、破裂、剥离、脱落。Cr2O3TiO2MnOFeOCu2OZnOAg2ONiOPbO2SnO2Al2O3这些氧化物在一定温度范围内稳定存在，值适中。这些金属的氧化膜致密、稳定，有较好的保护作用。MgOCaO值较小，氧化膜不致密，不起保护作用。3、电化学腐蚀的概念，与化学腐蚀的区别答案：电化学腐蚀：金属与介质发生电化学反应而引起的变质与损坏。与化学腐蚀比较：①是“湿”腐蚀②氧化还原发生在不同部位③有电流产生④与环境电位密切相关⑤有次生产物4、解释现象：试验1：铜块与锌块相互接触，放入稀盐酸介质中，在铜块一侧有氢气产生，而锌块逐渐溶解。试验2：将铜块与锌块不相互接触，而在体系外用导线连接，若在导线间连接电流表。铜块一侧有氢气产生，而锌块逐渐溶解，电流表针发生转动。试验3：将锌块置于稀盐酸介质中，可见锌块不断溶解，氢气不断产生。答案：在电动序上，锌比铜易失去电子，电子通过导线或与铜接触面进入铜块，在铜表面将电子传递给氢离子而形成氢气。同时锌离子进入溶液。Zn→Zn2+＋2e阳极2H+＋2e(Cu)→H2↑阴极锌块自身在盐酸介质之中的溶解问题的解释：微观动态腐蚀电池。结论：将两种不同电极电位的金属相互接触（或用导线连接）放入同一种电解质溶液中。现象：电位较正的一端产生气泡，较负的一端会逐渐溶解。5、解释现象：试验：3%NaCl水溶液1滴至光亮的铁片上，加少量铁氰化钾（K3Fe(CN)6)和酚酞试剂，然后把铁片置于磁场中。现象：在液滴上逐渐产生蓝红相间的斑点，接着液滴中心变蓝，边缘便成粉红，液滴缓慢旋转。答案：解释现象：在液滴上，初期溶解氧一旦被还原，大气中的氧优先溶于液滴边缘，使液滴中心相对贫氧，使整个液滴产生氧浓差。结果：液滴中心较负成为阳极，发生：Fe→2e=Fe2+反应。Fe2+与K3Fe(CN)6作用，形成蓝色。液滴边缘部位较正，成为阴极，发生：O2＋H2O＋4e→4OH－反应。OH－与酚酞作用，形成粉红色。又由于液滴中心的Fe2+向边缘扩散，OH－向中心扩散，使在铁片内部的电子流向液滴边缘而形成磁场，在外磁场的相互作用下，使液滴发生旋转。6、举例说明氧浓差腐蚀答案：例：金属在土壤中（与土接触点为贫氧，为负极，金属腐蚀；与空气接触点为富氧，为正极，金属不腐蚀。）船的吃水线附近（水下为贫氧区，为负极，金属腐蚀；水上为富氧区，金属不腐蚀。搅拌杆与液面接触处（同上）。7、解释现象：试验：一根铜丝一端置于0.1mol/LCuSO4溶液中，另一端置于1mol/LCuSO4溶液中。发现，铜丝置于0.1mol/LCuSO4溶液中的一端发生腐蚀（不断溶解）。答案：解释：由于两种浓度的盐通过铜丝组成了同一体系：高浓度一端铜离子有沉积的趋势，低浓度的一端铜有溶解的趋势，则，低浓度一端溶解给出的电子沿铜片流向另一端（高浓度一端），以满足沉积铜所需要的电子。只所以发生电子流动，是因为在两端盐浓差使铜丝两端产生电位差。8、解释现象：试验：一根铁丝一端置于高温溶液中，另一端置于低温溶液中。发现，铁丝置于高温溶液中的一端发生腐蚀（不断溶解）。答案：解释：高温部位金属活性强，易脱离金属表面而氧化，低温区或性弱。这样形成高温区的金属氧化，产生的电子由铁丝流向低温一端，是低温一端的金属离子沉积。各种热交换器、燃烧器等已发生温差腐蚀9、绘出Fe—H2O的E—pH图，指出保护区、腐蚀区、钝化区和过钝化区。并举例说明该图的应用。答案：金属的E—pH图的应用预计一定条件下的金属腐蚀行为反应金属自发腐蚀热力学倾向指明金属实施保护的可能性与方向总结E—pH图的规律：上腐蚀、下稳定、两边（左右）腐蚀、中间钝化。常见金属在中性介质中都比较稳定。应用举例：如图1，当环境条件在红点处时，通过调整酸度可使其进入钝化区；实行阴极保护可使其进入保护区。10、理论电位—pH图的局限性？答案：一些局限性：1．由于金属的理论电位—pH图是一种以热力学为基础的电化学平衡图，因此它只能预示金属腐蚀倾向的大小，而不能预测腐蚀速度的大小。2．图中的各条平衡线，是以金属与其离子之间或溶液中的离子与含有该离子的腐蚀产物之间建立的平衡为条件的，但在实际腐蚀情况下，可能偏离这个平衡条件。3．电位—pH图只考虑了OH-这种阴离子对平衡的影响。但在实际腐蚀环境中，往往存在Cl-、SO42-、P032-等阴离子，它们可能因发生一些附加反应而使问题复杂化。4．理论电位—pH图中的钝化区并不能反映出各种金属氧化物、氢氧化物等究竟具有多大的保护性能。5．绘制理论电位—pH图时，往往把金属表面附近液层的成分和PH大小等同于整体的数值。实际腐蚀体系中，金属表面附近和局部区域内的pH值与整体溶液的pH值其数值往往并不相同。因此，应用电位—pH图时，必须针对具体情况，进行具体分析，过分夸大或贬低电位—pH图的作用都是不对的。11、举例说明有哪些可能的阴极去极化剂?当有几种阴极去极化剂同时存在时，如何判断哪一种发生还原的可能性最大?自然界中最常见的阴极去极化反应是什么?答案：（1）氢离子还原反应或析氢反应（电极反应式）；（2）溶液中溶解氧的还原反应；（3）溶液中高价离子的还原反应；（4）溶液中贵金属离子的还原反应。判断：（⊿G）T，P=nF⊿E（⊿G）T，P=nF（EC-EA）其中：EC为氧化剂电位；EA为还原剂电位。因此，⊿E越负，反应可能性越最大；有些情况下可利用氧化剂的平衡电极电位EC来粗略判断阴极去极化反应的可能性大小。最常见的阴极去极化反应：析氢反应和吸氧反应12、何谓腐蚀极化图?说明其应用。答案：一腐蚀电池，开路时，测得阴、阳极的电位分别为E0,C和E0,A。然后用可变电阻把二电极连接起来，依次使电阻R值由大变小，电流则由零逐渐变大，相应地测出各电流强度下的电极电位，绘出阴、阳极电位与电流强度的关系图，就是腐蚀极化图。因此，腐蚀极化图是一种电位—电流图，它是把表征腐蚀电池特征的阴、阳极极化曲线画在同一张图上构成的。腐蚀极化图的应用（1）极化图用于分析腐蚀速度的影响因素(a)腐蚀速度与腐蚀电池初始电位差的关系：腐蚀电池的初始电位差（EO,C-EO,A)，是腐蚀的原动力；（例氧化性酸对铁的腐蚀；不同金属平衡电位对腐蚀电流的影响）(b)极化性能对腐蚀速度的影响：若腐蚀电池的欧姆电阻很小，则极化性能对腐蚀电流有很大的影响；（例钢在非氧化酸中的腐蚀极化图）(c)溶液中含氧且及络合剂对腐蚀速度的影响；（例铜在含氧酸及氰化物中腐蚀极化图）(d)其他影响腐蚀速度的因素，如阴、阳极面积比和溶液电阻等。（2）腐蚀速度控制因素：阳极控制、阴极控制、混合控制和欧姆控制。13、试用腐蚀极化图说明电化学腐蚀的几种控制因素以及控制程度的计算方法。答案：14、混合电位理论的基本假说是什么?答案：混合电位理论包含两项基本假说：（1）任何电化学反应都能分成两个或两个以上的氧化分反应和还原分反应。（2）电化学反应过程中不可能有净电荷积累。根据混合电位理论，腐蚀电位是由同时发生的两个电极过程，即金属的氧化和腐蚀剂的还原过程共同决定的，是腐蚀体系的混合电位。因此，根据腐蚀极化图很容易确定腐蚀电位并解释各种因素对腐蚀电位的影响。而根据腐蚀电位的变化却不能准确判断腐蚀速度的大小或变化。必须测定相应的极化曲线，根据腐蚀极化图或动力学方程式才能确定腐蚀速度，研究腐蚀动力学过程和机理。15、何谓差异效应?产生负差异效应的原因是什么？（1）答案：差异效应现象和定义图中开关又断开的情况下，锌试样处于自腐蚀状态，锌上的析氢速度为V0。然后接通开关，使锌试样与同溶液中的电位正的金属铂连通，锌上的析氢速度为V1，则×100%×100%（2）差异效应的腐蚀极化图解释（3）负差异效应，及其形成原因16、为什么说防腐就是防水？（可从极化与去极化角度解释）答案：在一般情况下，具备腐蚀电池条件后，腐蚀初始速度较大，但很快变慢，直至很小。此现象称为极化现象。但当环境有水存在时，会发生：氢去极化腐蚀：氢离子还原为氢气。酸性介质中：2H+＋2e→H2反应步骤如下：H+H2O→H+＋H2OH+＋M（e）→MHMH＋MH→H2＋2M或MH＋H+＋M（e）→H2＋2M碱性介质中：H2O＋M（OH-）→OH-＋M(H2O)M(H2O)→M（H）＋OH-M（H）＋M（H）→H2＋2M氢离子小，得电子后变相，使反应不断进行，去极化能力强。氧去极化腐蚀氧分子在阴极上的还原反应(生成H2O、OH-)的电化学腐蚀称为氧去极化腐蚀。由于氧分子的非离子化，氧分子在溶液中的溶解度较小（常压下最高浓度约为10-4mol/L）,所以，氧向金属表面的输送过程如下：①通过空气-溶液界面融入溶液，②以对流或扩散方式通过溶液的主要厚度层，③以扩散方式通过金属表面的溶液静止层而到达金属表面。一般认为步骤③是传质最慢步骤。在酸性介质中氧电极过程为：形成半价氧离子O2＋e→O2-形成二氧化一氢O2-＋H+→HO2形成二氧化一氢离子HO2＋e→HO2-形成过氧化氢HO2-＋H+→H2O2形成水H2O2＋2H+＋2e→2H2O或H2O2→1/2O2＋H2O总反应O2＋4H+＋4e→2H2O一般认为，第一步骤为控制步骤。氢离子小，来源广泛，还原产物离开溶液。总的表现出氢去极化能力很强。氧在水中溶解有限，扩散速度较慢，但过电位较小。总的表现出氧去极化能力相对较小。结论：H+(H2O)和O2是防腐的主要敌人，防腐应该说就是防水、防酸和防氧。显然，去湿，调整pH值，除氧是防腐的首要问题。17、金属钝化的概念及钝化图和应用答案：金属在腐蚀过程中，由于极化，尤其是阳极极化，使腐蚀速度急剧下降，这在金属防腐中有重要意义。要利用这一现象，即必须研究金属极化的规律。由于阳极极化使金属的腐蚀减缓，因此，把阳极极化称为金属的钝化。钝化过程可划为四个阶段活化溶解区：随电位升高值E1,电流密度由I1逐渐增加至I2,电位达到E2就不再增加。称E1为初始电位，称I1为初始电流密度，E2为致钝电位，I2为致钝电流密度。人们称E1—E2区为活化溶解区。㏒IE0E1E4E3E2㏒I1㏒I2㏒I3-4活化—钝化过渡区：电位到达E2之后阻隔阳极过程的氧化膜不但生成和溶解，随着电位的升高，氧化膜越来越完整。这段电流测得的是上下抖动的虚线。但电位到达E3时，电流密度稳定一较小值I3。人们称E3对应的电流密度I3为维钝电流密度，称E2—E3区为活化—钝化过渡区。钝化区：电位到达E3后，随电位升至E4时，电流密度始终维持在I3。在