Дўстов Ҳ. Б. Коррозиядан ҳимоя қилиш

4.2. Электрокимёвий коррозия термодинамикаси. 
Электролит муҳитида металларнинг барқарор бўлмаслиги электрокимё-
вий коррозияга сабаб бўлади. Мувозанат потенциали реакцияга киришадиган 
моддаларнинг ҳарорати ва фаоллигига боғлиқ бўлиб, Нернст тенгламаси 
ёрдамида ҳисобланиши мумкин: 
Е
м 
= E
o 
+ 
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln
𝑎
Men+
𝑎
𝑀𝑒
(4.2)
Бу ерда Е
м 
– металлнинг стандарт потенциали; R –газ доимийси; Т –абсолют 
ҳарорат; 
а
Men+
– металл ионларининг активлиги, г-ион/л; 
а
Ме 
– металлнинг 
активлиги, 1 га тенг деб олинади; 
n
– реакцияда қатнашаётган электронлар 
сони. 
Агар барча доимийларни 298 К да ифода этсак ва боғланишни ўнли 
логарифмда ифодаласак, уҳолда (4.2) ифода қуйидаги кўринишга келади: 
Е
м 
= E
o 
+ 
0,059
𝑛
ln
𝑎
Men+
(4.3) 
Агар эритмада металл ионларининг активлиги 1 га тенг бўлса, унда 
Нернст тенгламасидаги иккинчи ҳад нолга тенг бўлади. У ҳолда электрод 
потенциалининг қиймати стандарт потенциалга тенг бўлиб қолади (Е
м 
= E
o
).
Шундай қилиб, стандарт электрод потенциали (СЭП) мувозанат 
потенциалининг хусусий ҳоли бўлиб ҳисобланади. Баъзи металлар учун 
стандарт потенциалининг қиймати 4.1-жадвалда келтирилган. 

---

58 
4.1-жадвал 
Металларнинг стандарт потенциали 
Мазкур ўқув қўлланмадаги жадвал ва графикларда потенциаллар 
стандарт водород электрод
(с.в.э.) 
потенциалига
нисбатан келтирилган.
Электрокимёвий коррозия жараёни бир-бирига боғлиқ ҳолда борадиган 
икки реакция мажмуидир.
Бу реакцияларда металл электронларни берувчи 
донор вазифасини ўтайди ва унинг сиртида қуйидаги анод реакцияси боради
: 
Me — 
ne
↔ Ме
n
+
. 
Катодли деполяризацияловчи реакция деб аталадиган катод реакцияси 
электр ўтказувчи муҳит компонентлари иштирокида боради. Электр ўтказув-
чи муҳит — кислоталар, ишқорлар ёки тузларнинг сувли эритмаси бўлиши 
мумкин. 
 
Электронларнинг акцепторлари — H
2
ионлари ёки H
2
O молекулалари 
бўлиши мумкин (водородли деполяризация): 
Н
3
О
+
+ 
е 
= 1/2H
2
+ H
2
O кислотали эритмаларда, 
2Н
2
О + 2
е
= Н
2
+ 2ОН
—
ишқорли эритмаларда. 
ёки кислород О
2
 (кислородли деполяризация):
О
2
+ H
2
O + 4
е
= 4ОН
—
нейтрал ва ишқорли этирмаларда, 
О
2
+ 4Н
+
+ 4
е
= 2Н
2
О кислотали эритмаларда. 
Муҳитнинг рН миқдори мувозанат потенциали қийматига таъсир қилади.
Водород деполяризацияси учун Нернст тенгламаси қуйидаги кўринишда 
бўлади: 

---

59 
Е
р(Н
+
/Н
2
) 
= 
Е
о(Н
+
/Н
2
) 
+ 0,059 lg
a
H 
(4.4) 
Агарда водород электродининг стандарт потенциалининг нолга, водород 
ионлари активлигининг ўнли логарифми эса тескари ишора билан олинган рН 
га тенглигини инобатга оладиган бўлсак 
Е
р(Н
+
/Н
2
) 
= – 0,059 lg рН (4.5) 
Бу шуни англатадики, рН бир бирликка ўзгарганда водород 
электродининг потенциали 59 мВ га камаяди. 
Кислород 
электродининг 
потенциали 
водород 
электродининг 
потенциалига нисбатан 1,23 В га мусбатлироқ ҳисобланади, яъни 
Е
р(Н
+
/Н
2
) 
= 1,23
– 0,059 рН (4.6) 
Кислотали муҳит учун рН = 0 ва 
a
Н
+
= 1 мол/л бўлганда 
Е
р(Н
+
/Н
2
) 
= 0 ва 
Е
р(О
2
/ОН
- 
) 
= +1,23 В. Нейтрал муҳитда рН = 7 ва
a
Н
+
= 10
-7
мол/л бўлиб,
Е
р(Н
+
/Н
2
)
= –0,415 В ва 
Е
р(О
2
/ОН
- 
) 
= +0,815 В.
Электрокимёвий реакциялар учун Гиббснинг эркин энергияси қуйидаги 
тенглама бўйича ҳисобланиши мумкин: 
∆G
0 
= –
n∙F∙∆E
(4.7) 
бу ерда 
F
– Фарадей сони, 
n
–
 
реакцияда иштирок этувчи электронлар сони,

∆E 
– катод ва анод
 
реакциялари мувозанат потенциалларининг фарқи бўлиб,

∆E = E
мk 
—
E
мa