Сделай Сам Свою Работу на 5

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ





Коррозией металловназывают самопроизвольное разрушение металлов под действием различных окислителей из окружающей среды.

В реальных условиях коррозии обычно подвергаются технические металлы, содержащие примеси других металлов и неметаллических веществ.

Механизм электрохимической коррозии в таких металлах аналогичен механизму процессов, протекающих в короткозамкнутых гальванических элементах, в которых на участках с более отрицательным потенциалом идет процесс окисления (разрушение металлов), а на участках с более положительным потенциалом процесс восстановления окислителя (коррозионной среды).

Наиболее часто встречаются окислители (деполяризаторы):

-ионы водорода(коррозия с водородной деполяризацией); уравнение восстановительного процесса:

+ + 2ē = Н2 (в кислой среде),

2 H2O + 2ē = Н2 + 2OH (в нейтральной и щелочной средах);

-молекулы кислорода,растворенные в различных средах; уравнение восстановительного процесса:

O2 + 4ē + 4Н+ = 2 H2O (в кислой среде);

O2 + 4ē + 2 H2O = 4 OH (в нейтральной и щелочной средах);

Методика рассмотрения работы гальванопарыпри электрохимической коррозии.



1. Составляют схему гальванопары:

Me1 / среда / Me2.

2. Выписывают стандартные потенциалы металлов и окислителей коррозионной среды (таблица 4 приложения), определяют восстановитель (меньший потенциал), окислитель (больший потенциал).

3. Записывают уравнения процессов окисления и восстановления и суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при гальванокоррозии.

4. Указывают направление движения электронов.

Пример 1.Гальванопара алюминий – железо в воде (среда нейтральная). В воде растворен кислород.

1. Схема гальванопары: Al / Н2О, О2 / Fe

2. Потенциалы: = – 1,88 В; = – 0,46 В;

= + 0,814 В.

Восстановитель – Al, окислитель – О2.

3. Al (–): 4 Al – 3ē + 3 H2O = Al(OН)3 + 3 Н+ - процесс окисления

Fe (+): 3 О2 + 4ē + 2 H2O = 4 OH - процесс восстановления

4 Al + 3 О2 + 6 H2O = 4 Al(OН)3

4. Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

ē

(–) Al / Fe (+) ē

О2, Н2О

Пример 2.Определить процессы, протекающие при коррозии луженого железа (среда – влажный воздух, содержащий кислород, пары воды и ионы Н+), если нарушена сплошность покрытия.



1. Схема гальванопары

Fe / Н2О, О2, Н+ / Sn

2. Потенциалы = – 0,44 В; = – 0,46 В;

= + 1,228 В.

Восстановитель – железо, окислитель – кислород.

3. Fe (–): 2 Fe – 2ē = Fe2+ – процесс окисления

Sn (+): 1 О2 + 4ē + 4 H+ = 2 H2O – процесс восстановления

2 Fe + О2 + 4 H+ = Fe2+ + 2 H2O

При нарушении целостности покрытия будет разрушаться Fe.

 

4. Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

ē

(–)Fe / Sn (+) ē

О2, Н+

Пример 3.Рассмотреть коррозию детали из железа и алюминия в щелочной среде (КОН), если растворенный кислород отсутствует.

1. Схема гальванопары:

Al / КОН / Fe

2. Потенциалы: = – 2,36 В; = – 0,874 В;

= – 0,827 В.

Восстановитель – алюминий, окислитель – вода.

3. Al (–): 2 Al – 3ē + 4 OH = + 2 H2O – процесс окисления

Fe (+): 3 2 H2O + 2ē = 2 OH + H2 – процесс восстановления

2 Al + 2 OH + 2 H2O = 2 + 3 H2

2 Al + 2 КОН + 2 H2O = 2 КAlO2 + 3 H2

Разрушается алюминий.

4. Направление перемещения электронов в системе:

ē

(–) Al / Fe (+) ē

Н2О, КОН

Задание к разделу Электрохимическая коррозия металлов*

Рассмотрите коррозию гальванопары, используя потенциалы (таблица 4 приложения), укажите анод и катод соответствующей гальванопары, рассчитайте ЭДС, напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе.

* - при решении задач этого раздела использовать таблицу 4 приложения.

 

Коррозионная среда
Н2О + О2 NaOH + Н2О Н2О + Н+
181. Fe / Zn 188. Fe / Cu 195. Pb / Zn
182. Fe / Ni 189. Cd / Cr 196. Al / Ni
183. Pb / Fe 190. Zn / Sn 197. Sn / Cu
184. Cu / Zn 191. Fe / Al 198. Co / Al
185. Zn / Al 192. Pb / Cr 199. Fe / Mg
186. Co / Mg 193. Cr / Zn 200. Pb / Al
187. Zn / Sn 194. Mg / Cd  

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ



Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, он заряжен отрицательно. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, он заряжен положительно.

При электролизе водных растворов протекают процессы, связанные с электролизом воды, т.е. растворителя.

Катодные процессы

На катоде возможно восстановление:

- катионов металла Men+ + nē = Me;

- катиона водорода (свободного или в составе молекул воды).

++ 2ē = Н2↑ (в кислой среде);

2 H2O + 2ē = Н2 + OH (в нейтральной и щелочной средах).

Для выбора приоритетного процесса следует сравнить стандартные электродные потенциалы металла и водорода. Потенциал восстановления катионов водорода необходимо использовать с учетом перенапряжения, ≈ – 1 В. Все металлы по своему поведению при электролизе водных растворов можно разделить на 3 группы:

1. Активные металлы (Li – Al) из-за низкой окислительной способности их ионов на катоде не осаждаются, вместо них идет восстановление ионов водорода.

2. Металлы средней активности (Mn, Zn, Sn) могут осаждаться на катоде с одновременным выделением водорода.

3. Неактивные металлы (стоящие в ряду напряжений после водорода) из-за высокой окислительной способности их ионов осаждаются на катоде без выделения водорода.

Анодные процессы

На аноде возможны процессы окисления:

- материал анода Me – nē = Men+;

- молекул воды 2 H2O – 4ē = О2↑ + 4Н+;

- анионов солей 2 Cl – 2ē = Cl2; – 2ē + H2O → + 2Н+.

Анионы кислородсодержащих кислот, имеющие в своем составе атом элемента в высшей степени окисления ( , и др.), при электролизе водных растворов на аноде не разряжаются. С учетом перенапряжения величину потенциала выделения кислорода нужно считать равной 1,8 В.

Пример 1. Электролиз водного раствора сульфата калия с инертными электродами:

К2SO4 = 2 К+ + .

К(-) К+, HOH = - 2,92B, ≈ - 1B, Так как > , происходит восстановление воды: 2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН. Среда щелочная. А(+) , HOH Сульфат-ионы не разряжаются, происходит окисление воды: ≈ 1,8 В 2Н2О – 4ē = О2 + 4Н+. Среда кислая.

 

Пример 2.Электролиз водного раствора хлорида олова с инертными электродами: SnCl2 = Sn2+ + 2Cl

К(-) Sn2+, HOH = - 0,136 B, ≈ -1 B, > , идет процесс восстановления ионов олова: Sn2+ + 2ē = Sn.   А(+) Cl, HOH = + 1,36 В ≈ 1,8 B < , идет процесс окисления ионов Cl: 2 Cl – 2ē = Cl 2.

Пример 3.Электролиз сульфата меди с медным анодом:

CuSО4 = Cu2+ + .

(-) Катод Cu 2+, H2O = + 0,34 В; ≈- 1 B. Так как > , происходит восстановление ионов меди: Cu 2+ + 2ē = Cu. (+) Анод Cu, , H2O = + 0,34 В; ≈ 1,8 B Сульфат ионы не разряжаются. Так как < , то анод растворяется: Cu – 2ē = Cu 2+.

 

Количественные соотношения при электролизе определяют в соответствии с законами, открытыми М. Фарадеем в 1834 г.

Обобщенный закон Фарадея связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:

m = M ,

где m – масса образовавшегося вещества, г;

М – молярная масса вещества, г/моль;

n – количество электронов, участвующих в электродном процессе;

I – сила тока, А;

t – время электролиза, с;

F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль).

Для газообразных веществ, выделяющихся при электролизе, формулу используют в виде

V = V0 ,

где V – объем газа, выделяющегося на электроде;

V0объем 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4 л/моль).

Пример 4. Рассчитать массу олова и объем хлора при нормальных условиях, выделившихся при электролизе раствора хлорида олова с инертными электродами в течение 1 часа при силе тока 4 А.

Решение:

mSn = 118,7∙ = 8,86 г; VCl2 = 22,4∙ = 1,67 л.

Задание к разделу Электролиз

Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ с инертными электродами. Рассчитайте массу или (и) объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А:

 

№ варианта Раствор № варианта Раствор № варианта Раствор
LiBr Al2(SO4)3 NaOH
K3PO4 Ca(NO3)2 ZnSO4
Ba(NO3)2 K2SO4 Na2CO3
CuCl2 KMnO4 Ba(NO2)2
FeBr3 ZnCl2 MgCl2
K2CO3 NiSO4 CoBr2
CoCl2 BeSO4    

 

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.