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:

2Н⁺ + 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.

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).

2Н⁺+ 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;

V⁰ – объем 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:

m_Sn = 118,7∙ = 8,86 г; V_Cl2 = 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:

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: