Курсовая работа: Равновесные и поляризационные диаграммы потенциал-pH

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время большую важность имеет возможность оценивать устойчивость металлов и их сплавов к коррозии в тех или иных условиях. Эту возможность позволяет реализовать на практике применение равновесных и поляризационных диаграмм в координатах потенциал – pH.

На основе диаграмм электрохимической устойчивости (равновесных диаграмм потенциал – pH или диаграмм Пурбе) можно делать выводы о возможности устойчивости металлов и их сплавах, условиях образования пассивирующей пленки, появлении питтингов и перехода металла в ионы.

Однако, у диаграмм Пурбе есть недостаток, заключающийся в том, что в реальности состояние электрохимического равновесия не достигается.

Для того, чтобы описать коррозионно-электрохимическое поведение металлов в реальных условиях, используется поляризационная диаграмма потенциал – рН.

Поляризационная диаграмма основана на реальных поляризационных кривых и является «коррозионным паспортом» данного сплава.

Целью данной работы является изучение равновесных и поляризационных диаграмм потенциал – pH, принципах их построения и анализа, а также расчет и построение диаграммы электрохимической устойчивости для системы Cu – H₂ O.

1. ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР

1.1 Термодинамика электрохимических систем и электродных процессов. Условная водородная шкала. Правило знаков ЭДС и электродных потенциалов. Электрохимический потенциал. Электрохимические равновесия

Пусть в электрохимической системе обратимо и изотермически протекает процесс:

(1.1.1)

Работа по перемещению электрического заряда равна:

(1.1.2)

Для обратимой реакции:

(1.1.3)

Полезная работа обратимого процесса максимальна и равна убыли изобарного потенциала системы, т. е:

(1.1.4) при p,T=const

Изменение изобарного потенциала вызвано совокупностью электрохимических реакций на электродах, т. Е. суммарной химической реакцией или другими физико-химическими процессами (растворение, выравнивание концентраций, фазовое превращение и др.).

С учетом того, что U=E и , и формул (1.1.2), (1.1.3) и (1.1.4), получаем:

(1.1.5)

Производная ΔG по температуре:

(1.1.6)

Таким образом, измерив ЭДС системы и ее температурный коэффициент, можно легко найти величины ΔG и ΔS для суммарного процесса, протекающего в электрохимической системе. Этот процесс является самопроизвольным, следовательно, ΔG < 0.

Важную термодинамическую характеристику этого процесса – изменение энтальпии – вычисляют по уравнению Гиббса – Гельмгольца.

(1.1.7)

(1.8)

ЭДС электрохимической системы находят по уравнению:

(1.9)

Чтобы связать ЭДС с константой равновесии, используют изотерму Вант – Гоффа. Если предположить, что реакция (1.1.1) протекает в жидком растворе, то:

--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--