Коррозия луженого железа в кислой среде уравнение

Коррозией металлов называют 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)

2Н + + 2 ē = Н ₂ (в кислой среде),

2Н₂О + 2 ē = Н₂ + 2ОН — (в нейтральной и щелочной средах);

O₂ + 4 ē + 4Н + = 2Н₂О (в кислой среде);

О₂ +4 ē + 2Н₂О = 4ОН — (в щелочной и нейтральной средах).

Методика рассмотрения работы гальванопары при электрохимической коррозии.

· Составляют схему гальванопары:

· Выписывают стандартные потенциалы металлов и окислителей коррозионной среды (табл.П.7), определяют восстановитель (меньший потенциал), окислитель (больший потенциал).

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

· Указывают направление движения электронов.

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

· Схема гальванопары Al / H₂O, O₂ / Fe

· Потенциалы = —1,88 B; = —0,46B;

= + 0,814B.

Восстановитель – Al, окислитель — О₂.

· Al(—): 4 Al — 3 ē + 3Н₂О = Al(OH)₃+ 3Н + —процесс окисления;

Fe(+): 3 О₂ + 4 ēē + 2Н₂ О = 4ОН — —процесс восстановления

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

(—) Al/ Fе (+) 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.

· Потенциалы:= —0,44 B; = —0,136 B;

= + 1,228 B.

Восстановитель – железо, окислитель – кислород.

·Fe(—): 2 Fe — 2ē = Fe 2+ – процесс окисления

Sn(+): 1 О₂ + 4 ē + 4Н + =2Н₂О – процесс восстановления

2Fe + О₂ + 4Н + = 2Fe 2+ + 2Н₂О

При нарушении целостности покрытия будет разрушаться Fe.

· Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

(—) Fe/ Sn (+) ē

О₂ , Н +

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

· Схема гальванопары: Al / КОН/ Fe

· Потенциалы: = —2,36 B; = —0,874 B;

= — 0,827 B. Восстановитель —алюминий, окислитель — вода.

· Al(—): 2 Al — 3ē + 4OH — = AlO₂ — + 2H₂O – процесс окисления

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

2 Al + 2 OH — + 2H₂O = 2 AlO₂ — + 3 H₂

· Направление перемещения электронов в системе:

(—) Al/ Fe (+) ē

H₂O, KOH

Задание к подразделу 4.4

Рассмотрите коррозию гальванопары, используя потенциалы (табл. П.7), укажите анод и катод соответствующей гальванопары в различной коррозионной среде, рассчитайте ЭДС, напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе.

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 могут протекать процессы, связанные с электролизом воды, т.е. растворителя.

Катодные процессы

На катоде возможно восстановление:

· катионов металла Ме n+ + nē = Me;

· катиона водорода (свободного или в составе молекул воды):

2H + + 2ē = H ₂­ ( в кислой среде) ;

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

Для выбора приоритетного процесса следует сравнить стандартные электродные потенциалы металла и водорода (табл. П.6, П.7). 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, Fe, Sn) могут осаждаться на катоде с одновременным выделением водорода.

3. Малоактивные 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:

· материала анода Ме — nē = Me n +

Анионы кислородосодержащих кислот, имеющие в своем составе атом

элемента в высшей степени окисления (SO₄ 2 — , NO₃ — 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:

(-) Kатод K + H₂O(+) Aнод SO₄ 2 — H₂O

= — 2,92 B ; = -1 B. Сульфат-ионы не разряжаются.

Так как> , » 1,8 B.

происходит восстановление воды: 2H₂O — 4ē = O₂­ + 4 H +

среда щелочная среда кислая

Пример 2. Электролиз водного раствора хлорида олова с инертными электродами:

SnCl ₂ = Sn 2+ + 2Cl —

(-) Kатод Sn 2 + , H₂O(+) Aнод Cl — , H₂O

= — 0,136 B ; = -1B. = 1,36 В ; » 1,8 B.

Так как> , Так как , идет идет процесс восстановления процесс окисления ионов Сl — :

ионов олова: Sn 2+ + 2 ē = S n 2Cl — — 2 ē = Cl ₂­

Пример 3. Электролиз сульфата меди с медным анодом:

(-) Kатод Cu 2+ H₂O (+) Aнод —Сu SO₄ 2 — H₂O

= + 0,34 B ; = -1 B. = + 0,34 B; » 1,8 B.

Так как> , Сульфат-ионы не разряжаются.

происходит восстановление Так как ,

ионов меди:Cu 2+ +2ē = Cu анод растворяется: Cu — 2ē = Cu 2+

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

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

,

где m — масса образовавшегося вещества , г;

М — молярная масса вещества, г/ моль;

n — количество электронов, участвующих в электродном процессе;

t — время электролиза, с;

F — константа Фарадея (96500 Кл/моль).

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

где V— объем газа, выделяющегося на электроде; V 0 — 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 4А.

Решение.

Задание к подразделу 4.5

Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ. Процессы на электродах обоснуйте значениями потенциалов (табл. П.6,7,8). Составьте схемы электролиза с инертными электродами водных растворов предложенных соединений (отдельно два раствора) с инертными электродами либо растворимым анодом. Рассчитайте массу или объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А.

Видео:Коррозия металла. Химия – ПростоСкачать

Коррозия луженого железа в кислой среде уравнение

8.2 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ

Причиной электрохимической коррозии * является возникновение на поверхности металла короткозамкнутых гальванических элементов *.

В тонком слое влаги, обычно покрывающем металл, растворяются кислород, углекислый, сернистый и другие газы, присутствующие в атмосферном воздухе. Это создает условия соприкосновения металла с электролитом *. Различные участки поверхности любого металла обладают разными потенциалами. Причинами этого могут быть наличие примесей в металле, различная обработка отдельных его участков, неодинаковые условия (окружающая среда), в которых находятся различные участки поверхности металла. При этом участки поверхности металла с более электроотрицательным потенциалом становятся анодами и растворяются.

Электрохимическая коррозия может развиваться в результате контакта различных металлов. В этом случае будет возникать не микр о- , а макрогальванопара , и коррозия называется контактной (см. детальную классификацию видов коррозии). Сочетания металлов, сильно отличающихся значениями электродных потенциалов *, в технике недопустимы (например, алюминий – медь). В случае коррозии, возникающей при контакте какого-либо металла со сплавом, последний имеет потенциал, соответствующий наиболее активному металлу, входящему в состав сплава. Например, при контакте латуни (сплав цинка и меди) с железом корродировать будет латунь за счет наличия в ней цинка.

Представим схематично работу короткозамкнутого гальванического элемента, возникающего на поверхности металла, подверженного коррозии в электролите * (рисунок 8.1). Анодный участок имеет более электроотрицательный потенциал, поэтому на нем идет процесс окисления металла. Образовавшиеся в процессе окислен ия ио ны переходят в электролит, а часть освободившихся при этом электронов может перемещаться к катодному участку (на рисунке 8.1 показано стрелками). Процесс коррозии будет продолжаться в том случае, если электроны, перешедшие на катодный участок, будут с него удаляться. Иначе произойдет поляризация электродов *, и работа коррозионного гальванического элемента прекратится.

Рисунок 8.1 – Схема электрохимической коррозии. Д – деполяризатор

Процесс отвода электронов с катодных участков называется деполяризацией. Вещества, при участии которых осуществляется деполяризация, называются деполяризаторами. На практике чаще всего приходится встречаться с двумя типами деполяризации: водородной и кислородной. Тип деполяризации (катодный процесс) зависит от реакции среды раствора электролита.

В кислой среде электрохимическая коррозия протекает с водородной деполяризацией. Рассмотрим коррозию железной пластинки с примесями меди во влажной хлористоводородной атмосфере Имеется в виду атмосфера с примесью газообразного HCl. . В этом случае железо будет анодом ( E ° = –0,44В), а медь – катодом ( E ° =+0,34В). На анодном участке будет происходить процесс окисления железа, а на катодном – процесс деполяризац ии ио нами водорода, которые присутствуют в электролите:

А: Fe – 2e → Fe 2+ – окисление

К: 2 H + + 2e → H₂ ↑ – восстановление

Схема возникающего короткозамкнутого гальванического элемента выглядит следующим образом:

A (–) Fe | HCl | Cu (+) К

В нейтральной среде коррозия протекает с кислородной деполяризацией, т.е. роль деполяризатора выполняет кислород, растворенный в воде. Этот вид коррозии наиболее широко распространен в природе: он наблюдается при коррозии металлов в воде, почве и в незагрязненной промышленными газами атмосфере. Если коррозии во влажном воздухе подвергается железо с примесями меди, то электродные процессы можно записать в виде:

(А) Fe – 2e → Fe 2+ – окисление

(К) 2 H₂O + O₂ + 4e → 4 OH – – восстановление

У поверхности металла в электролите протекают следующие реакции:

Fe 2+ + 2 OH – → Fe( OH)₂

Основная масса черных металлов разрушается вследствие процесса ржавления, в основе которого лежат вышеуказанные реакции.

Коррозия металла в результате неравномерного доступа кислорода . Случаи электрохимической коррозии, возникающей вследствие неравномерной аэрации кислородом различных участков металла, очень часто встречаются в промышленности и в подземных сооружениях. Примером может служить коррозия стальной сваи, закопанной в речное дно (рис 8.2).

Рисунок 8.2 – Коррозия в результате неравномерного доступа кислорода. Б – техническое сооружение; А – анодный участок; К – катодный участок.

Часть конструкции, находящаяся в воде, омывается растворенным в ней кислородом и, в случае возникновения условий для электрохимической коррозии, будет выполнять роль катода. Другая же часть конструкции, находящаяся в почве, будет анодом и подвергнется разрушению.

Видео:Опыты по химии. Электрохимическая коррозия на примере меди и железаСкачать

Опыт 3. Коррозия луженого и оцинкованного железа с нарушенным покрытием

Наиболее распространенным способом защиты металлических изделий и сооружений от электрохимической коррозии являются металлические покрытия. Их роль сводится к изоляции поверхности металла от коррозионной среды. В зависимости от характера процессов, протекающих в коррозийной зоне при их повреждении, металлические покрытия делят на анодные и катодные. Анодныминазывают металлические покрытия, у которых электродный потенциал более отрицателен, чем электродный потенциал защищаемого металла (например оцинкованное железо, рис. 8.2А). К катодным относят покрытия с более положительным значением электродного потенциала, чем потенциал защищаемого металла (например луженое железо, рис. 8.2Б).

Рисунок 8.2 – Схема коррозии с нарушенным металлическим покрытием: А – оцинкованное железо (покрытие из цинка) в кислой среде; Б – луженое железо (покрытие из олова) в нейтральной среде.

Реактивы: 2 Н раствор серной кислоты, 3 %-ный раствор красной кровяной соли К₃[Fe(CN)₆], кусочки оцинкованного и луженого железа с нарушенным покрытием.

Посуда: две широкие пробирки.

Методика проведения опыта: Налейте в две пробирки по 2-3 см 3 серной кислоты и добавьте в них по 2-3 капли раствора красной кровяной соли. В одну пробирку опустите два кусочка оцинкованного железа, а в другую – луженого железа. Наблюдайте, в какой из пробирок через некоторое время появляется синее окрашивание и объясните почему. Отразите это в лабораторном журнале и напишите уравнение реакции получения турнбулевой сини (с. 13, лаб. раб. 7.2, опыт 1).

Составьте схемы коррозии оцинкованного и луженого железа в кислой среде, схему образовавшегося микрогальванического элемента; напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов.

В выводах отразите:

– в каком из проведенных опытов коррозия протекала при нарушении анодного покрытия, а в каком случае – при нарушении катодного; объясните, как определяется тип покрытия (анодный или катодный);

– где и с какой целью используют эти покрытия.

Опыт 5 Изучение влияния природы ингибитора на скорость коррозии (УИРС)

Ингибиторами коррозии называют вещества, которые при введении их в окружающую среду или при нанесении на поверхность металла значительно снижают скорость коррозии. Ингибиторы применяют главным образом в системах с постоянным объемом раствора. По механизму своего действия на процесс электрохимической коррозии ингибиторы подразделяют на катодные и анодные.

Катодные ингибиторы, адсорбируясь на поверхности катода, уменьшают площадь его контакта с деполяризаторами, тем самым снижают интенсивность катодного процесса. Катодными ингибиторами чаще всего бывают органические вещества: альдегиды, аминокислоты, мочевина, тиомочевина и др. Анодные ингибиторы (нитриты, дихроматы, фосфаты, силикаты и др.), иначе называемые пассиваторами, образуют защитную пленку на анодных поверхностях металла и, как правило, обладают окислительными свойствами. Защитным действием обладают также оксидные, солевые и др. пленки, образующиеся на поверхности металла при его взаимодействии с окислителями из окружающей среды, которые при определенных условиях пассивируют металл и уменьшают скорость его коррозионного разрушения.

Реактивы: дистиллированная вода, 0,1 М раствор серной кислоты H₂SO₄; кристаллические вещества: хлорид натрия NaCl, силикат натрия Na₂SiO₃, мочевина NH₂CONH₂, сукцинат натрия NaOOC-CH₂-CH₂-COONa (динатриевая соль янтарной кислоты); 3 %-ный раствор красной кровяной соли К₃[Fe(CN)₆]; железные пластины (скрепки, гвозди).

Посуда и принадлежности: четыре глазные пипетки, стеклянные лопаточки.

Методика проведения опыта: Налейте в четыре пробирки по 2 см 3 воды. В первую пробирку добавьте одну лопаточку хлорида или силиката натрия, во вторую – 2 см 3 серной кислоты, в третью – одну лопаточку мочевины, в четвертую – одну лопаточку сукцината натрия. В каждую пробирку прибавьте по 2 капли реактива на ионы железа (II) – раствор красной кровяной соли К₃(Fe(CN)₆). Содержимое пробирок взболтайте и в каждую опустите по железной скрепке (гвоздю). Наблюдайте за интенсивностью посинения (через какой период времени оно появится) у поверхности скрепки (гвоздя) и выделением пузырьков газа в пробирках.

Результаты опыта занесите в таблицу 8.4.

Таблица 8.4 – Результаты влияния различных ингибиторов на коррозию железа

Приведите уравнение катодного и анодного процессов в системах с каждым из исследованных ингибиторов.

Сделайте вывод: какие из изученных веществ выполняют роль катодного, а какие – анодного ингибитора, и как влияет природа веществ на скорость коррозии.

📹 Видео

Электрохимическая коррозияСкачать

Коррозия металлов и способы защиты от нееСкачать

Коррозия металлов и меры по ее предупреждению. 8 класс.Скачать

Электрохимическая коррозия (алюминий — медь)Скачать

Химия 11 класс (Урок№9 - Коррозия металлов и её предупреждение.)Скачать

§13, 9 кл. Коррозия металловСкачать

Гальванические элементы. 1 часть. 10 класс.Скачать

Роль кислорода в процессе коррозии железаСкачать

Химия 9 Коррозия металловСкачать

5-3 Коррозия металлов 0Скачать

Коррозия металловСкачать

8. Коррозия металловСкачать

Коррозия металла (часть 2). Химия – ПростоСкачать

Эксперимент «Защита от коррозии» из набора «Коррозия»Скачать

Химия. Коррозия металловСкачать

Коррозия металла экспериментСкачать

Лабораторная работа «Металлы. Коррозия металлов»Скачать

Химия для дома. Передача 10. Коррозия металловСкачать