Теория коррозии и методы защиты металлов

Московский государственный технический университет  
имени Н.Э. Баумана 

Ю.А. Пучков, М.Р. Орлов, С.Л. Березина 
 
 
Теория коррозии  
и методы защиты металлов 
 
 
 
 
Методические указания  
к выполнению лабораторных работ  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Москва 
Издательство МГТУ им. Н.Э. Баумана 
2014 

УДК 620.197(075.8) 
ББК 39.66 
 П90 
 

 

 
Рецензент  Б.Ф. Якушин 

 

 
Пучков Ю. А. 
П90 
 
Теория коррозии и методы защиты металлов : метод. указания 
к выполнению лабораторных работ / Ю. А. Пучков,  
М. Р. Орлов, С. Л. Березина. — М. : Изд-во МГТУ им. Н. Э. Баумана, 
2014. — 67, [1] с. : ил. 

ISBN 978-5-7038-3850-1 

 
Рассмотрены явления и процессы, происходящие при 
электрохимической и химической коррозии, а также экспериментальные 
методы их изучения. Дано описание используемых 
при выполнении лабораторных работ приборов и оборудования. 

Для студентов, обучающихся по специальности «Материаловедение 
в машиностроении». 
Рекомендовано Учебно-методической комиссией Научно-
учебного комплекса «Фундаментальные науки» МГТУ им.  
Н. Э. Баумана. 
 
 
УДК 620.197(075.8) 
ББК 39.66 
 
 
 
 

 

 

ISBN 978-5-7038-3850-1 
 
 
       МГТУ им. Н.Э.  Баумана, 2014 

РАБОТА № 1 
ИЗМЕРЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ,  
ЕМКОСТИ ДВОЙНОГО ЭЛЕКТРИЧЕСКОГО СЛОЯ  
И СОПРОТИВЛЕНИЯ ЗАЩИТНОЙ ПЛЕНКИ 

Цель работы — изучение методики измерения электродных 
потенциалов, определение временных зависимостей электродных 
потенциалов сталей в различных средах; изучение влияния содержания 
хрома на стационарный электродный потенциал сталей. 

Краткие теоретические сведения 

Электрохимическая коррозия (согласно ГОСТ 5272–68) — 
взаимодействие металла с коррозионной средой (раствором электролита), 
при котором ионизация атомов металла и восстановление 
окислительного компонента коррозионной среды протекают 
не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала. 

Под электродным потенциалом металла понимают напряжение 
разомкнутой цепи гальванической ячейки, составленной из электрода 
данного металла, погруженного в электролит, и водородного 
электрода сравнения, потенциал которого принят равным нулю  
(т. е. потенциал измеряют по водородной шкале). 
Электродный потенциал возникает в результате взаимодействия 
металла и электролита, приводящего к протеканию электродных 
реакций, образованию двойного электрического слоя (ДЭС)  
и появлению электрического тока. 
Межфазный слой металла и электролита в целом электроней-
трален. Однако вследствие неравномерного распределения заряженных 
частиц в электролите образуется ДЭС с характерным для 

него распределением электрического потенциала (рис. 1.1). Расстояние 
между обкладками ДЭС составляет менее 1 нм, поэтому 
напряженность электрического поля может достигать 10 В/м. 

 
а 
 
 
б 

Рис. 1.1. Распределение зарядов и изменение потенциалов в ДЭС: 
а — по Гельмгольцу (плотная часть ДЭС); б — по Гуи и Чапмену  
(диффузная часть ДЭС) 

Реакцию растворения металла в электролите можно представить 
в самом общем виде: 
 
Me → МеZ++ Zе– 
(1.1) 
Однако реакция (1.1), как и все другие электродные реакции, 
протекает в несколько стадий: 
 
Meреш → Меад 
(1.2) 

 
Меад→ (МеZ+)ад + Zе– 
(1.3) 

 
(МеZ+)ад + mH2O → МеZ+mH2O, 
(1.4) 
где Meреш — атом металла решетки; Меад — атом адсорбированного 
металла. 

Реакция (1.2) описывает стадию разрушения кристаллической 
решетки (металл из решетки Meреш переходит в адсорбированный 
слой); реакция (1.3) — стадию переноcа адсорбированного иона 
через ДЭС; реакция (1.4) — стадию переноса катиона металла из 
ионной обкладки ДЭС в электролит. 
На металлической поверхности в электролите при коррозии 
могут протекать и другие реакции, например, 
 
2H+ + 2e– → Н2 
(1.5) 

 
O2 + 2H2О + 4e– → 4ОН– 
(1.6) 
Каждая из реакций (1.5), (1.6) протекает в прямом и обратном 
направлениях, но с разными скоростями в зависимости от числового 
значения электродного потенциала. 
Анодная реакция — реакция окисления, т. е. потеря электронов 
атомами, молекулами, соединениями и т. д. При анодной реакции 
положительно заряженный ион переходит в электролит или отрицательный 
ион разряжается на электроде. Электрический ток в результате 
анодных реакций протекает от поверхности электрода  
в электролит. Это направление протекания электрического тока 
называют анодным, а плотность обозначают iа. 
Электрод или его отдельные участки, на которых преобладают 
анодные реакции окисления, называют анодом или анодными участками. 
На аноде электроны от контактной поверхности уходят  
в глубь металла. 
Катодная реакция — реакция восстановления, т. e. приобретения 
электронов. При катодной реакции на электроде происходит 
разряд положительно заряженных ионов или образование отрицательных 
ионов. Ток в результате катодных реакций протекает во 
внутренней цепи от электролита к электроду, его плотность обозначают 
iк. 
Электрод или отдельные участки электрода, на которых восстановление 
является основной реакцией, называют катодом или катодными 
участками. На катоде электроны, поступающие из внешней 
цепи, вступают в реакцию (выводятся из реакционной зоны). 
Различают равновесные, или обратимые, электродные потенциалы, 
и неравновесные — необратимые. 

Равновесные электродные потенциалы устанавливаются в том 
случае, если на электроде протекает только одна окислительно-
восстановительная реакция, например,  

 
Me
Me
.
Z
Ze




  

В этом случае наблюдаютcя и баланc электрического тока 


а
к ,
i
i

 и баланc вещества (масса металла и концентрация ионов 

в электролите не изменяются, коррозия отсутствует). Любая окислительно-
восстановительная реакция при ее равновесном электродном 
потенциале характеризуется равновесной плотностью тока 
обмена о
а
к.
i
i
i

 
 Величина io определяет устойчивость электродного 
потенциала реакции к внешним воздействиям: чем 
больше io, тем устойчивее значения электродного потенциала, 
меньше поляризация (см. далее работу № 2). 
Стандартный электродный потенциал 
0
Me
Me

Z

 — это потенциал 

электрода с активностью ионов металла в растворе, равной 
1 моль/л. Стандартные электродные потенциалы определяют экспериментально 
компенсационным методом (рис. 1.2). Однако для 
неустойчивых электродов (щелочные и щелочно-земельные металлы 
в водных растворах их солей и оснований) важное значение 
имеют термодинамические расчеты. 
Если падение внешнего потенциала от элемента Вестона на участке 
АС равно ЭДС элемента, то гальванометр покажет отсутствие 
тока в цепи. Отсюда легко найти ЭДС испытуемого элемента 
0x
E  

 

2

0
0
0
Cu
2H
Cu
H
.
Z
x
W AC
E
E
AB


 
 

 

Поскольку  

 

2

0
2H
H
0,



 

то 

 
0
0
Cu
Cu
.
Z
x
E

 
 

Стандартные электродные потенциалы рассчитывают по изменению 
изобарно-изотермического потенциала 
0
rG

 соответствующей 
окислительно-восстановительной реакции:  

 

0
0
,
rG
ZF

  
 
(1.7) 

где Z — эквивалентное число; F — постоянная Фарадея, Кл · моль–1. 

 

Рис. 1.2. Схема установки для измерения электродных потенциалов  
и ЭДС гальванических элементов: 
1 — стандартный водородный электрод; 2 — исследуемый электрод (например, 
Cu); 3 — соляной мостик; 4 — переменное сопротивление АВ с линейным  
законом изменения; 5 — гальванометр; 6 — источник компенсационного тока 
(например, элемент Вестона W) 

Электрохимический ряд напряжений металлов (табл. 1.1) — 
это ряд из увеличивающихся по числовому значению стандартных 
электродных потенциалов металлов.  

Таблица 1.1 
Стандартные электродные потенциалы 

Реакция 
φ0, B 
Реакция 
φ0, B 

Mg2+ + 2e– = Mg 
–2,363 
AgCl + e– = Ag +Cl– 
0,222 

Al3+ + 3e– = Al 
–1,662 
Cu2+ + e– = Cu+ 
0,153 

Ti2+ + 2e– = Ti 
–1,628 
Cu2+ + 2e– = Cu 
0,337 

2H2O + 2e– = H2 +2OH– 
–0,882 
Cu+ + e– = Cu 
0,521 

Zn2+ + 2e– = Zn 
–0,763 
Hg2Cl2 + 2e– = Hg +2Cl– 
0,268 

Fe2+ + 2e– = Fe 
–0,441 
Ag+ + e– = Ag  
0,799  

Cd2+ + 2e– = Cd 
–0,403 
Pt2+ + 2e– = Pt 
1,190 

Ni2+ + 2e– = Ni 
–0,250 
O2 + 4H+ + 4e– = 2H2O 
1,229 

Sn2+ + 2e– = Sn 
–0,136 
Au3+ + 3e– = Au 
1,500 

2H+ + 2e– = H2 
0,000 
Au+ + e– = Au 
1,680 

Равновесные (обратимые) потенциалы металлов для нестандартных 
условий, т. е. для любых температур и активностей, рассчитывают 
по уравнению Нернста 

 
0
Me
ln
.
Z
RT
a
ZF


   
 
(1.8) 

Необратимые электродные потенциалы устанавливаются в том 
случае, если на металле, погруженном в электролит, происходит 
несколько окислительно-восстановительных реакций, например, 
таких, как (1.1), (1.5), (1.6), при этом потеря электронов (анодный 
процесс) и их ассимиляция (катодный процесс) осуществляются 
различными веществами.  
Необратимый электродный потенциал — компромиссный потенциал — 
принимает промежуточное значение между значениями 
равновесных потенциалов всех реакций. Оно приближается к значению 
потенциала той реакции, равновесный ток обмена которой 
наибольший. Потенциалы коррозии — всегда необратимые электродные 
потенциалы.  
Необратимые электродные потенциалы называются стационарными, 
если их значения не изменяются во времени. При этом 
сумма анодных токов равна сумме катодных токов. Нестационарные 
потенциалы — потенциалы, изменяющиеся с течением времени, 
при этом не существует баланса тока и вещества. 

Измерение электродных потенциалов проводят в электролитических 
ячейках (рис. 1.3). Их конструкция предусматривает контакт 
электрода сравнения с рабочим электролитом через тонкий 
капилляр. Это обеспечивает высокое и постоянное значение электросопротивления 
раствора в процессе измерения и уменьшает 
погрешность измерения при изменении расстояния между образцом (
рабочим электродом) и электродом сравнения. 

 

Рис. 1.3. Электролитическая ячейка: 
1 — образец (рабочий электрод); 2 — корпус ячейки; 3 — вспомогательный  
электрод; 4 — электролитический ключ; 5 — электрод сравнения 

В качестве электрода сравнения часто используют хлорсереб-
ряный электрод (рис. 1.4). Его потенциал есть потенциал обратимой 
реакции 
 
AgCl + e– →Ag + Сl– 
(1.9) 
Потенциометры (вольтметры), используемые для измерения 
электродных потенциалов, должны иметь высокую чувствительность 
и большое внутреннее сопротивление (> 10 000 Ом). 
Потенциостаты (рис. 1.5) в комплекте с электролитической 
ячейкой позволяют проводить различные электрохимические измерения 
и, в частности, измерения электродных потенциалов, при 
этом осуществляется запись изменения потенциала во времени. 

Рис. 1.4. Хлорсеребряный электрод сравнения: 

1 — корпус; 2 — трубка с асбестовой нитью; 3 — насыщенный раствор KCl;  

4 — электролитический ключ 

 

Рис. 1.5. Оборудование, используемое для исследования  

электрохимической коррозии: 

1 — потенциостат IPC-Pro MF; 2 — анализатор частотного отклика FRA2;  

3 — электрохимическая ячейка 

1

2

3