Распишите уравнения протекающие при коррозии следующих гальванопар

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.

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право.

Система охраняемых территорий в США Изучение особо охраняемых природных территорий(ООПТ) США представляет особый интерес по многим причинам.

Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все.

ЧТО ПРОИСХОДИТ, КОГДА МЫ ССОРИМСЯ Не понимая различий, существующих между мужчинами и женщинами, очень легко довести дело до ссоры.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

Видео:Электрохимическая коррозияСкачать

Примеры защиты металлов от коррозии

Видео:Коррозия металловСкачать

Решение задач по химии на покрытие металлов

Задание 284.
Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, то начавшееся выделение водорода вскоре почти прекращается. Однако при прикосновении к цинку медной палочкой на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнения протекающей химической реакции.
Решение:
При опускании пластинки из чистого цинка в раствор разбавленной кислоты, начавшееся выделение водорода вскоре почти прекратится, потому что на пластинке из цинка образуется оксидная плёнка, которая будет препятствовать дальнейшему взаимодействию цинка с разбавленной кислотой. Оксидная плёнка образуется при взаимодействии цинка с кислородом, растворённым в воде по схеме:

Если прикоснуться к цинковой пластинке медной палочкой, то возникнет гальваническая пара цинк — медь, в которой цинк будет являться анодом, а медь – катодом. Это происходит, потому что стандартный электродный потенциал цинка (-0,763 В) значительно отрицательнее, чем потенциал меди (+0,34 В).

Анодный процесс: Zn 0 — 2 = Zn 2+
Катодный процесс в кислой среде: 2Н + + 2 = H₂↑

Образующиеся ионы Zn 2+ будут с имеющимися анионами кислоты давать соль, а ионы водорода Н + , деполяризуясь на медной палочке, Zn 0 — 2 = Zn 2+ образуют водород, который в виде пузырьков газа выделяется из раствора. Ионно-молекулярное уравнение реакции будет иметь вид:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H₂↑

Задание 285.
В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Решение:
Для предотвращения коррозии стальных конструкций применяется протекторная защита: создаётся электрический контакт защищаемой конструкции с протектором – более активным металлом (обычно Zn, Mg, Al или их сплавы). При таком контакте возникает гальваническая пара типа Zn — Fe и коррозии подвергается протектор, а не сама стальная конструкция (трубопровод, корпус корабля и т.п.). Например, корпус корабля защищают протектором – цинковые брусья, которые крепят в нескольких местах днища корабля. Под действием морской воды и кислорода цинк разрушается, а корпус корабля защищается, таким образом, от коррозии. При этом протекают следующие электрохимические процессы:

Анодный процесс: Zn 0 — 2 = Zn 2+ ;
Катодный процесс:
а) в нейтральной или щелочной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2OH — ;
б) в кислой среде: 1/2O₂ + 2H + + 2 = H₂O

Таким образом, цинк разрушается, окисляясь до ионов Zn2+, которые с гидроксильными ионами образуют нерастворимый гидроксид Zn(OH)2 или в виде ионов Zn2+ уходит в раствор, если реакция среды кислая. Основной металл остаётся неповреждённым.

Задание 286.
Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие — анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
Решение:
Железо имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал (-0,44 В), чем никель (-0,24 В), поэтому железо является анодом, никель – катодом.

Анодный процесс – окисление металла: Fe 0 — 2 = Fe 2+

и катодный процесс – восстановление ионов водорода (водородная деполяризация) или молекул кислорода (кислородная деполяризация). Поэтому при коррозии пары Fe — Ni с водородной деполяризацией происходит следующие процессы:

Анодный процесс: Fe 0 — 2 = Fe 2+
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н₂

Продуктом коррозии будет газообразный водород соединение железа с кислотным остатком (соль).

При коррозии пары Fe — Ni в атмосферных условиях на катоде происходит кислородная деполяризация, а на аноде – окисление железа:

Анодный процесс: Fe 0 — 2 = Fe 2+
Катодный процесс:
в нейтральной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2OH —

Так как ионы Fe 2+ с гидроксид-ионами ОН — образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Fe(OH)₂. При контакте с кислородом воздуха Fe(OH)₂ быстро окисляется до метагидроксида железа FeO(OH), приобретая характерный для него бурый цвет:

Так как никель имеет более электроположительный стандартный электродный потенциал, чем железо, то данное покрытие является катодным. При повреждении катодного покрытия (или наличия пор) возникает коррозионный элемент, в котором основной материал в поре служит анодом и растворяется, а материал покрытия – катодом, на котором выделяется водород или поглощается кислород. Следовательно, данное катодное покрытие может защищать железо от коррозии лишь при отсутствии пор и повреждений покрытия.

Видео:Технологический институт - гальванический элемент, электролиз, коррозия. Задачи.Скачать

5.3 Электрохимическая коррозия металлов

Выполнить Номера:215 и 235

5.3 Электрохимическая коррозия металлов

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

Механизм электрохимической коррозии аналогичен механизму процессов в короткозамкнутых гальванических элементах, в которых на участках с более отрицательным потенциалом идёт процесс окисления (разрушения металла), а на участках с более положительным потенциалом процесс восстановления окислителя (коррозионной среды).

Наиболее часто встречаются окислители:

— ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией)

2H+ + 2з → H2 (кислой среде)

2H2O + 2з → H2 + 2OH — (в нейтральной и щелочной среде)

O2 + 4з +4H+ → 2H2O (в кислой среде)

O2 + 4з + 2H2O → 4OH — (в нейтральной и щелочной среде)

Пример 1. Гальванопара алюминий – железо в воде (среда нейтральная). Учитываем, что в воде есть растворенный кислород.

Выписываем потенциалы алюминия и железа из таблицы потенциалов:

EoAl3+/Al = -1,88 В EoFe(OH)2/Fe = -0,46 В

восстановитель — Al; окислитель – O2

4 (-) Al0 – 3з → Al3+ — процесс окисления

3 (+) O2 + 4з + 2H2O → 4OH — — процесс восстановления

4Al + 3O2 + 6H2O = 4Al(OH)3

Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом. Подвергаться коррозии будет в первую очередь алюминий.

Пример 2. Определить процессы, протекающие при коррозии луженого железа в кислой среде.

Потенциалы: EoFe2+/Fe =-0,44 В, EoSn2+/Fe = -0,136 В, Eo2H+/H2 = 0 В

Восстановитель – Fe; окислитель — H+

Fe (-) Fe0 – 2з → Fe2+ — процесс окисления

Sn (+) 2H+ + 2з → H2 — процесс восстановления

Fe + 2H+ → Fe2+ + H2

Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом, т. е. от Fe к Sn.

Задания к подразделу 5.3

Рассмотрите коррозию гальванопары, используя потенциалы из таблицы 1, укажите анод и катод соответствующей гальванопары в различной коррозионной среде, напишите уравнения электродных процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе.

5.4 Электролиз растворов

Электролизом называется процесс, протекающий на электродах при пропускании через раствор или расплав электролита постоянного электрического тока. Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом. Он соединен с отрицательным полюсом источника постоянного тока. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом. Он соединен с положительным полюсом источника постоянного тока.

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

На катоде возможно восстановление

— катионов металла Men+ + nз → Me0

— катиона водорода (свободного или в составе молекул воды)

2H+ + 2з → H2 (в кислой среде)

2H2O + 2з → H2 + 2OH — (в нейтральной и щелочной среде)

Для выбора приоритетного процесса необходимо сравнить стандартные электродные потенциалы металла и водорода. Потенциал восстановления водорода следует использовать с учётом его перенапряжения Eo2H2О/H2 =1,0 В. Все металлы при электролизе водных растворов можно разделить на 3 группы:

1. активные металлы (Li — Al) на катоде не осаждаются, вместо них идёт восстановление ионов водорода:

2H2O + 2з → H2 + 2OH-

2. металлы средней активности (Mn; Zn; Fe; Sn) могут осаждаться на катоде с одновременным выделением водорода.

3. неактивные металлы (Ag; Cu; Au) из-за высокой окислительной способности их катионов осаждаются на катоде без выделения водорода:

На аноде возможны процессы окисления:

— материала анода: Me0 – nз → Men+

— анионов солей: 2Cl — — 2з → Cl2

— молекул воды: 2H2O – 4з → O2 + 4H+

Анионы кислородсодержащих кислот, имеющие в своём составе атом элемента в высшей степени окисления (SO42-; NO3-; PO43- и др.) при электролизе на аноде не разряжаются.

С учетом перенапряжения величину потенциала кислорода нужно считать равной +1,8 В.

Пример 1. Электролиз водного раствора сульфата натрия с инертными электродами: Na2SO4 = 2Na+ + SO42-

Так как EoNa+/Na Eo2H2О/H2 идет процесс восстановления катионов олова

Так как EoCl2/2Cl — Eo2H2О/H2 идет восстановление катионов меди:

Сульфат–ионы не разряжаются, так как EoCu2+/Cu

🎬 Видео

Гальваническая коррозия. Что это такое и как с этим бороться?Скачать

Химия 9 Коррозия металловСкачать

Коррозия металла (часть 2). Химия – ПростоСкачать

Она убьет любую сталь! Гальваническая или электрохимическая коррозия. Как работает и как бороться.Скачать

§13, 9 кл. Коррозия металловСкачать

9 класс. Химия. Коррозия металлов. Защита от коррозииСкачать

Коррозия простым языкомСкачать

Коррозия металлов, способы защиты от неё, 1980Скачать

Гальваническая (протекторная) защитаСкачать

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

Коррозия металла экспериментСкачать

"Натуральные" ингибиторы коррозии. Гулан П.К. Специализация - Химия.Скачать

§39, 9 кл. Диссоциация электролитов в водных растворахСкачать

Предотвращение коррозии под изоляцией с BelzonaСкачать

Антикоррозионные покрытия: металлические, лакокрасочные, полиуретановые, силикатно-эмалевыеСкачать

Целенаправленная профилактика питтинговой коррозии, вызванной хлоридами - neodisher PreStopСкачать

Обман в школах. Ингибиторы. Химия – ПростоСкачать