Уравнение электродных процессов и суммарное уравнение коррозии такого изделия в атмосферных условиях (8 видео)

Анодный и катодный процессы при атмосферной коррозии

Содержание

Как правильно решать задачи на атмосферную коррозию
Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.
Электрохимическая коррозия металлов.
🎦 Видео

Видео:Коррозия металла. Химия – ПростоСкачать

Как правильно решать задачи на атмосферную коррозию

Задание 281.
Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Решение:
а) Олово имеет менее отрицательный стандартный электродный потенциал (-0,14 В), чем железо (-0,44 В), поэтому оно является катодом, железо – анодом. При контакте олова и железа в атмосфере разрушаться будет железо:

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.

б) Цинк имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал (-0,763 В), чем железо (-0,44 В), поэтому он является анодом, железо – катодом.

Анодный процесс: Zn0 — 2 = Zn 2+
Катодный процесс в нейтральной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2OH —

Так как ионы Zn 2+ с гидроксид-ионами ОН – образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(OH)₂.

Задание 282.
Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако, если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
Решение:
Стандартный электродный потенциал для полуреакции Cu 0 — 2 = Cu 2+ равен +0,34 В, поэтому медь не реагирует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами в отсутствии кислорода воздуха с выделением водорода. В ряду напряжений металлов медь стоит после водорода, поэтому она не вытесняет водород из растворов кислот и воды. Однако, если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Объясняется это тем, что стандартный электродный потенциал для цинка (0,763 В) значительно электроотрицательнее, чем для меди (0,34 В), поэтому образуется гальваническая пара, в которой цинк является анодом, а медь – катодом. Происходят следующие электрохимические процессы:

Анодный процесс: Zn 0 — 2 = Zn 2+
Катодный процесс: 2Н + + 2 = Н₂0↑

Ионно-молекулярная форма процесса:

Zn 0 + 2H + = Zn 2+ + Н₂0↑

Таким образом, при опускании в раствор разбавленной кислоты медной пластинки, контактирующей с цинковой пластинкой, наблюдается выделение пузырьков газообразного водорода, так как протекает реакция:

Zn 0 + 2H + = Zn 2+ + Н₂0 ↑

Задание 283.
Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Решение:
а) Коррозия лужёного железа в атмосферных условиях. Стандартный электродный потенциал системы: Sn 0 — 2 = Sn 2+ (0,14 В) значительно больше, чем стандартный электродный потенциал (0,44 В), отвечающий системе: Fe 0 — 2 = Fe 2+ . Поэтому анодом будет являться железо, а катодом – олово. При контакте олова и железа в атмосфере разрушаться будет железо:

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.

б) Коррозия лужёной меди в атмосферных условиях. Олово имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал (-0,14 В), чем медь (+0,34 В), поэтому оно является анодом, мед – катодом. При контакте олова и меди в атмосфере разрушаться будет олово:

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

Так как ионы Sn 2+ с гидроксид-ионами ОН- образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Sn(OH)₂.

Видео:Гальванические элементы. 1 часть. 10 класс.Скачать

Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

По таблице 11.1 находим значение стандартных электродных потенциалов железа и цинка:

= — 0,44В, = — 0,76В.

Так как 2+ 2

Уравнение электродных процессов и суммарное уравнение коррозии такого изделия в атмосферных условиях

2Zn + 2H₂O + O₂ = 2Zn(OH)₂ – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

б) Коррозия в кислой среде (H₂SO₄)

Составляем схему коррозионного ГЭ:

А (-) Zn │ H + │ Fe (+) K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

На A(-) Zn – 2ē = Zn 2+ 1

На К(+) 2H + + 2ē = H₂ 1

Zn + 2H + = Zn 2+ + H₂ — суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии;

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂ – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

в) Коррозия в кислой среде в присутствии кислорода (HCl+O₂).

Составляем схему коррозионного ГЭ:

А (-) Zn │ HCl + O₂ │ Fe (+) K

А (-) Zn │ H + + O₂ │ Fe (+) K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

НОК ДМ

На A (-) Zn – 2ē = Zn 2+ 2

На К (+) 4H + + O₂ + 4ē = 2H₂O 1

2Zn + 4H + + O₂ = 2Zn 2+ + 2H₂O – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии

2Zn + 4HCl + O₂ = 2ZnCl₂ + 2H₂O – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

Во всех случаях коррозионному разрушению будет подвергаться более активный металл – цинк.

УРОВЕНЬ В

1. Составить схему гальванического элемента (ГЭ), образованного цинковым электродом, погруженным в 1М раствор хлорида цинка, и хромовым электродом, погруженным в 1·10 -3 М раствор хлорида хрома (III). Рассчитать напряжение ГЭ, написать уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции.

Дано:

ε — ?

РЕШЕНИЕ: Для составления схемы ГЭ необхо-димо знать величины электродных потенциалов металлов – цинка и хрома. По таблице 11.1 определяем стан-дартные электродные потенциалы металлов:

= — 0,76 В, = — 0,74В.

Хлорид цинка диссоциирует по уравнению:

= ∙α∙ = 1∙1∙1 = 1 моль/л,

α = 1 (ZnCl₂ – сильный электролит), = 1, поскольку условия стандартные = -0,76В.

Хлорид хрома (III) диссоциирует по уравнению:

= ∙α∙ = 10 -3 ∙1∙1 = 10 -3 моль/л,

α = 1 (CrCl₃ – сильный электролит), = 1, поскольку условия отличны от стандартных, рассчитываем электродный потенциал хрома:

= + = -0,74 + lg10 -3 = -0,80В

Так как 3+ ││ Zn 2+ │ Zn (+) K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции:

НОК ДМ

На A(-)Cr – 3ē = Cr 3+ 2

На К(+)Zn 2+ + 2ē = Zn 3

2Cr + 3Zn 2+ = 2Cr 3+ + 3Zn — суммарное ионно-молекулярное уравнение токообразующей реакции

2Cr + 3ZnCl₂ = 2CrCl₃ + 3Zn — суммарное молекулярное уравнение токообразующей реакции.

Рассчитываем напряжение ГЭ:

= — = -0,76-(-0,80)= 0,04В

2. Составить схему ГЭ, в котором протекает химическая реакция Fe + Ni 2+ = Fe 2+ + Ni. Написать уравнения электродных процессов. На основании стандартных значений энергий Гиббса образования ионов ∆_fG 0 (298К, Me n + ) рассчитать стандартное напряжение ГЭ и константу равновесия реакции при 298К.

= — 64,4 кДж/моль;

=— 84,94 кДж/моль.

Дано:

= -64,4 кДж/моль

= -84,94 кДж/моль Т = 298 К

ε 0 — ? К_с — ?

РЕШЕНИЕ: На основании реакции, приведенной в условии задачи, составляем уравнения электродных процессов:

На A(-)Fe – 2ē = Fe 2+ 1 — окисление

На К(+)Ni 2+ + 2ē = Ni 1 — восстановление

Анодом ГЭ является электрод, на котором происходит процесс окисления. Катодом – электрод, на котором происходит процесс восстановления. Тогда в рассматриваемом ГЭ анодом будет являться железо, катодом – никель.

Составляем схему ГЭ:

А(-) Fe │ Fe 2+ ║ Ni 2+ │ Ni(+)K

Рассчитываем стандартное напряжение ГЭ:

= — z∙F∙ε 0 ,
= — =
= -84,94-(-64,4) = -20,54 кДж,

ε 0 =

z = 2, F = 96500 Кл/моль.

Рассчитываем константу равновесия токообразующей реакции (К_c).

= — 2,303∙R∙T∙lgK_c;

lgK_с =

Ответ: ε 0 = 0,106В, K_с = 3981.

3. Составить схему коррозионного ГЭ, возникающего при контакте железной пластинки площадью 20 см 2 с никелевой в растворе соляной кислоты HCl. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

а) Вычислить объемный и весовой показатели коррозии, если за 40 минут в процессе коррозии выделилось 0,5 см 3 газа (н.у.).

б) Вычислить весовой и глубинный показатели коррозии, если за 120 минут потеря массы железной пластинки составила 3,7∙10 -3 г. Плотность железа равна 7,9 г/см3 .

По таблице 11.1 находим значения стандартных электродных потенциалов железа и никеля:

= — 0,44В, = — 0,26В.

Так как + │ Ni (+) K

Cоставляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

На A Fe – 2ē = Fe 2+

На К 2Н + + 2ē = Н₂

Fe + 2H + = Fe 2+ + H₂ – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

Дано: τ = 40 мин V_(газа) = 0,5 см 3 S = 20 см 2 K_V -? K_m — ?

Рассчитываем объемный показатель коррозии K_V по формуле: K_V =

, см 3 /м 2 ∙час. При расчете K_V принимаем: S – [м 2 ], τ — [час], V_(газа) – [см 3 ].

Из уравнения суммарной реакции процесса коррозии следует, что при коррозии выделяется водород.

Следовательно, V_(газа) = .

Тогда, K_V = = 375 см 3 /м 2 ∙час.

10 -4 – коэффициент пересчета, см 2 в м 2 .

Рассчитываем весовой показатель коррозии K_m по формуле:

K_m = , г/м 2 ∙час.

В процессе коррозии разрушению подвергается железо и выделяется водород.

М_эк(Ме) = М_эк(Fe) = =28 г/моль,

= 11200 см 3 /моль.

K_m = = 0,94 г/м 2 ∙час.

Ответ: K_V = 375 см 3 /м 2 ∙час, K_m = 0,94 г/м 2 ∙час.

Дано: τ = 120 мин

= 3,7·10 -3 г. S = 20 см 2 ρ_Fe = 7,9 г/см 3 K_m — ? П -?

Рассчитываем весовой показатель коррозии K_m по формуле: K_m =

, г/м 2 ∙час. Коррозии подвергается железо. Тогда потеря массы металла

При расчете K_m принимаем: — [г]; S – [м 2 ], τ — [час].

Тогда: K_m = = = 0,925 г/м 2 ∙час.

Рассчитываем глубинный показатель коррозии по формуле:

П = = мм/год.

Ответ: K_m = 0,925 г/м 2 ∙час, П = 1,03 мм/год.

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Таблица 11.1. Процессы протекающие на катоде при электролизе водных растворов

В	Катио-ны в вод- ном рас- творе	Зоны	Процессы на катоде
-3,02 -2,99 -2,93 -2,92 -2,90 -2,89 -2,87 -2,71 -2,34 -1,67	Li + , Rb + , Cs + K + , Ba 2+ , Sr 2+ , Ca 2+ , Na + , Mg 2+ , Al 3+	I	Катионы этих металлов на катоде не восстанавли-ваются, а концентри-руются в околокатодном пространстве (католите). На катоде восстанавливаются только молекулы воды: 2Н₂О + 2ē = 2ОН — + Н₂
-1,05 -0,76 -0,74 -0,44 -0,40 -0,28 -0,26 -0,14 -0,13	Mn 2+ , Zn 2+ , Cr 3+ , Fe 2+ , Cd 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Pb 2+	II	На катоде параллельно протекают два процесса: Ме n + + nē = Me 2Н₂О + 2ē = 2ОН — + Н₂
0,00	Н +	При электролизе кислоты 2Н + + 2ē = Н₂
+0,20 +0,23 +0,34 +0,80 +0,83 +0,85 +1,20	Sb 3+ , Bi 3+ , Cu 2+ , Ag + , Pd 2+ , Hg 2+ , Pt 2+	III	Восстанавливаются только ионы этих металлов Ме n + + nē = Me

Таблица 11.2. Последовательность окисления анионов на инертном аноде в водном растворе.

Очередность окисления анионов	Процессы окисления на аноде.
1.	Окисляются анионы бескислородных кислот (Cl — , Br — , J — , S 2- , и др.) Например: 2Cl — -2ē = Cl₂
2.	Окисляются ОН — ионы 4ОН — -4ē = О₂ + 2Н₂О
Если в водном растворе присутствуют анионы кислородсодержащих кислот ( , , , и др.), то они на аноде не окисляются, а концентрируются в околоанодном пространстве (анолите). На аноде окиcляются только молекулы воды. 2H₂O — 4е = О₂+4H +

Примечание. Если анод изготовлен из металлов II или III зоны (растворимый анод), то при электролизе протекает только процесс его растворения Мe 0 – nē = Me n +

УРОВЕНЬ А

1. Составить схемы электролиза и написать уравнения электродных процессов водных растворов (анод инертный): а) хлорида меди (II), б) гидроксида натрия.

Какие продукты выделяются на катоде и аноде?

Дано: а)CuCl₂, б) NaОН. Анод инертный 1. Схема электролиза-? 2. Продукты электролиза-?

РЕШЕНИЕ а) CuCl₂ = Cu 2+ + 2Cl — , Схему электролиза составляем в соответствии с таблицами 11.1 и 11.2: K(-) A(+) инертный Cu 2+ + 2ē = Cu 2Cl — — 2ē = Cl₂ H₂O H₂O

На катоде выделяется Cu, на аноде выделяется Cl₂.

б) NaОН = Na + + ОН —

Na + 4ОН — 4ē = О₂ + 2H₂О

На катоде выделяется Н₂, на аноде выделяется О₂.

2.Составить схемы электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата никеля (II) , если: а) анод инертный, б) анод никелевый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде?

Дано: NiSO₄ а) анод инертный б) анод никелевый 1. Схема электролиза-? 2. Продукты электролиза-?

РЕШЕНИЕ а) анод – инертный NiSO₄ = Ni 2+ +

Схему электролиза составляем в соответствии с таблицами 11.1. и 11.2:

Ni 2+ + 2ē = Ni

На катоде выделяется Ni и H₂ , на аноде выделяется О₂.

б) анод – никелевый:

NiSO₄ = Ni 2+ +

Ni 2+ + 2ē = Ni , Н₂О

2H₂O+2ē = H₂+2OH — Ni — 2ē = Ni 2+

На катоде выделяется Ni и H₂, на аноде растворяется Ni.

3.При электролизе растворов а) нитрата кальция, б) нитрата серебра на аноде выделяется 560 мл газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Определить какое вещество и в каком количестве выделилось на катоде? Анод инертный.

Дано: Электролиты: а) Ca(NO₃)₂ б) AgNO₃

= 560 см 3 Анод инертный 1. Схема электролиза-? 2.

-? 3.

-? 4.

РЕШЕНИЕ а) Ca(NO₃)₂ = Ca 2+ + 2

Схема электролиза: K(-) A(+) инертный Ca 2+

2H₂O+2ē=H₂+2OH — 2H₂O — 4ē = О₂+4H + На катоде выделяется Н₂, на аноде выделяется О₂ По закону эквивалентов: n_эк (В₁)(анод) = n_эк (В₂)(катод)

В соответствии со схемой электролиза:
n_эк (О₂)(анод) = n_эк (Н₂)(катод) или ,

= = = 1120 см 3 ,

= 11200 см 3 /моль

= 5600 см 3 /моль.

На катоде выделилось 1120 см 3 водорода.

Ответ: 1120 см 3 водорода.

б) AgNO₃ = Ag + +

Ag + + ē = Ag

На катоде выделяется Ag, на аноде выделяется О₂.

По закону эквивалентов: n_эк(Ag)(катод) = n_эк(О₂)(анод) или , откуда = = 10,8 г.

где

На катоде выделилось 10,8 г серебра.

Ответ: 10,8 г серебра.

УРОВЕНЬ В

Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата калия (анод инертный). Определить какие вещества и в каком количестве выделяются на катоде и аноде, если проводить электролиз в течение четырех часов при силе тока 2А. Температура 298К, давление 99 кПа.

Дано: Электролит: K₂SO₄ τ = 4 ч Т = 298 К I = 2 A Р = 99 кПа Анод инертный

1. Схема электролиза-? 2.

(катод) — ? 3.

(анод) — ?

РЕШЕНИЕ K₂SO₄ = 2K + +

Схема электролиза: K(-) A(+) (инертный) K +

2H₂O + 2ē = 2H₂O — 4ē = = H₂ + 2OH — = О₂ + 4H + На катоде выделяется H₂, на аноде выделяется О₂ По закону Фарадея объемы водорода и кислорода, выделившиеся при (н.у.):

= = 3,34 л.

где = 11,2 л/моль.

F = 96500 Кл/моль, если τ – cек,

F = 26,8 А∙ч/моль, если τ – час.

= = 1,67 л,

где = 5,6 л/моль, т.е. = 2

Объем водорода при заданных условиях отличных от нормальных определяем из уравнения:

откуда: = = 3,73 л

Объем кислорода при заданных условиях:

= 1/2 = 1,865 л.

Ответ: 3,73 л водорода, 1,865 л кислорода.

2.Металлическую деталь, площадь поверхности которой равна 100 см 2 , необходимо покрыть слоем электролитически осажденной меди из раствора хлорида меди (II). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов, если анод медный. Сколько времени должно длиться осаждение при силе тока 8А и выходе по току 98%, если толщина покрытия 0,15 мм. Плотность меди – 8,9 г/см 3 .

Дано: Электролит: CuCl₂ S = 100 см 2 h = 0,15 мм I = 8 A BT = 98 % ρ_Cu = 8,9 г/см 3

Анод медный Схема электролиза-?

Время электролиза, τ -?

РЕШЕНИЕ CuCl₂ = Cu 2+ + 2Cl — Схема электролиза: K(-) A(+) (Cu) Cu 2+ + 2ē = Cu Cl — H₂O H₂O Cu – 2ē = Cu 2+ На катоде выделяется Cu, на аноде растворяется Cu. ВТ=

; m_Cu_(факт) = m_Cu_(теор)·ВТ

По закону Фарадея с учетом выхода по току (ВТ) масса меди, фактически выделившейся на катоде равна:

m_Cu_(факт) = .

Масса меди, необходимая для получения медного покрытия:

m_Cu_(факт) = S∙h∙ρ (г), где S – см 2 , h – см, ρ – г/см 3 .

S∙h∙ρ_Cu = ,

откуда
τ = 1,43 часа,

где M_эк(Cu) = = 32 г/моль

10 -1 – коэффициент пересчета мм в см.

3.Определить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если для выделения всего серебра из 75 см 3 этого раствора потребовалось пропустить ток силой 4А в течение 25 минут. Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Анод инертный. Выход по току серебра 100%.

Дано: Электролит: AgNO₃ I = 4 A

= 75 см 3 τ = 25 мин Анод инертный

Схема электролиза-?

— ?

РЕШЕНИЕ AgNO₃ = Ag + +

Схема электролиза: K(-) A(+) инертный Ag + + ē= Ag

H₂O 2H₂O — 4ē = О₂ + 4H + На катоде выделяется Ag, на аноде выделяется О₂.

Молярная концентрация эквивалента раствора AgNO₃:

n_эк(Ag) = ,

где m_Ag – масса серебра, выделившегося при электролизе с учетом 100 % выхода по току.

m_Ag = , откуда

= = n_эк(Ag) = n_эк(AgNO₃)

Молярная концентрация эквивалента раствора AgNO₃:

= = 0,83 моль/л.
где τ – c, F – 96500 Кл/моль, V_р-ра – л.

60 – коэффициент пересчета мин. в сек.

10 -3 – коэффициент пересчета см 3 в л.

Ответ: = 0,83 моль/л.

Видео:Электрохимическая коррозияСкачать

Электрохимическая коррозия металлов.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №9

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Работу выполнил_____________ Работу принял________________

Дата выполнения_____________ Отметка о зачете______________

Основные понятия

Характерной особенностью окислительно-восстановительных реакций является возможность пространственного разделения процессов окисления и восстановления, т.е. проведения их на отдельных электродах. Окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах, называется электрохимическим.

Электрод представляет собой систему, включающую проводник электронов и окислительно-восстановительную пару. В общем случае между окислителем (О) и соответствующим ему восстановителем (В) устанавливается равновесие: О + ne Û В.

В зависимости от условий на любом электроде может быть осуществлен как окислительный так и восстановительный процесс. Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом. Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.

Если материал электрода не принимает участия в окислительно-восстановительном процессе, электрод называется инертным (к ним относятся электроды из графита и благородных металлов). Если материал проводника участвует в электрохимическом процессе, электрод называется активным или растворимым (большинство металлических электродов).

Электрохимический процесс, как и любая окислительно-восстановительная реакция, представляет собой совокупность процессов окисления и восстановления, протекающих одновременно. Поэтому он может осуществляться только при наличии двух электродов: анода, на котором идет окисление и катода, на котором идет восстановление.

В состоянии равновесия каждый электрод (окислительно-восстановительная пара) характеризуется величиной стандартного электродного потенциала (Е°_О/В), измеренного относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимается равным нулю Е°2Н + /Н₂ = 0 В.

Электродный потенциал зависит от химической природы окислителя и восстановителя, температуры и концентраций ионов в растворе. Для металлических электродов, равновесие в которых можно выразить общим уравнением Ме n + +ne – Û Me, электронный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:

Е Ме n + /Ме =Е° Ме n + /Ме + (RT/nF)ln C Ме n + = Е° Ме n + /Ме+ (0,059/n) lg C Ме n + , (l) где C Ме n + — концентрация ионов металла в растворе, F = 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея.

Гальванический элемент

Двухэлектродная система, в которой самопроизвольно протекает окислительно-восстановительный процесс, называется гальваническим элементом. При протекании электрохимического процесса в гальваническом элементе передача электронов от восстановителя к окислителю осуществляется через внешний участок цепи, в котором создается направленный поток электронов – электрический ток. Таким образом гальванический элемент представляет собой систему, в которой происходит самопроизвольное превращение химической энергии в электрическую, т.е. гальванический элемент является источником электрического тока.

ПРИМЕР 1. Гальванический элемент с железным и серебряным электродами.

Гальванический элемент состоит из двух электродов, каждый из которых представляет собой металлическую пластинку, помещенную в раствор соли соответствующего металла.

Электрическая цепь гальванического элемента состоит из внешнего и внутреннего участов. Внешний участок цепи соединяет металлические пластинки электродов через потребителя электрической энергии или электроизмерительный прибор. Внутренний участок цепи соединяет растворы солей через «солевой мостик» — трубку, заполненную раствором сильного электролита.

Гальванические элементы принято обозначать условными схемами. Схема гальванического элемента записывается начиная с анода и включая в себя последовательное обозначение фаз, находящихся в непосредственном контакте. Граница раздела фаз обозначается вертикальной чертой. Для рассматриваемого гальванического элемента схема записывается: Fe | Fe (NО₃)₂| | AgNО₃| Ag.

Характер электродных процессов определяется значениями электродных потенциалов. Окисление протекает на электроде, включающем более сильный восстановитель, т.е. анодом (отрицательным полюсом гальванического элемента) является электрод с меньшим значением электродного потенциала. Электрод с большим значением электродного потенциала является катодом гальванического элемента (положительным полюсом).

Разность потенциалов катода (Ек) и анода (Еа) представляет собой электродвижущую силу (ЭДС) гальванического элемента:

Е = Ек – Еа (величина всегда положительная!)

Таким образом, полная схема рассматриваемого гальванического элемента, включающая уравнения электродных процессов выглядит так:

Анод — Fe | Fe 2 ׀ | | Ag ׀ | Ag + Катод

Е° Fe 2+ / Fe = — 0,44 В Е° Ag + / Ag = 0,8 В

Анодный процесс Fe = Fe 2+ +2е — окисление

Катодный процесс Ag + + еˉ = Ag восстановление

Суммарное уравнение Fe+2 Ag + = Fe 2+ +2 Ag

Стандартная (ЭДС): Е° = Е°к — Е°а = Е° Ag + / Ag — Е° Fe 2+ / Fe =0,8 – (-0,44) = 1,24В

Для условий, отличных от стандартных, электронные потенциалы рассчитываются по уравнению Нернста. (см. ур.1)

Электролиз растворов

Электролиз – процесс окисления – восстановления протекающий на электродах при пропускании через электролит постоянного электрического тока.

При электролизе электроды включаются в цепь внешнего источника постоянного тока. Под действием приложенной разности потенциалов положительные ионы – катионы – перемещаются к отрицательному полюсу внешнего источника, отрицательные ионы- анионы – к положительному. На аноде и катоде протекают процессы окисления и восстановления соответственно.

Электролизу могут подвергаться как расплавы, так и растворы электролитов. Характерным для электролиза водных растворов является то, что в электродных процессах могут участвовать кроме ионов растворенных электролитов молекулы растворителя – воды, а также материал самого электрода (если электрод активный). Таким образом, на электроде теоретически могут протекать несколько окислительно-восстановительных процессов. Однако в первую очередь могут протекать энергетически выгодные процессы, а именно: на аноде окисляется наиболее сильный восстановитель (с наименьшим значением электродного потенциала); на катоде восстанавливается наиболее сильный окислитель (с наибольшим значением электродного потенциала).

ПРИМЕР 2. Электролиз раствора сульфата никеля (с активным – никелевым анодом).

Напишем уравнение диссоциации соли и укажем направление движения ионов к электродам:

Составляем уравнение возможных электродных процессов и выписываем из справочных таблиц значения соответствующих электродных потенциалов:

Анод (окисление): Катод (восстановление):

2SO₄ 2- = S₂O₈ 2- + 2 еˉ Е°=2,01В Ni 2+ +2 еˉ= Ni Е°= −0,25 В

2Н₂О = 4Н + + О₂ + 4 еˉ Е° =1,23В 2Н₂О+2 еˉ= 2ОН + Н₂ Е°=−0,83 В

Ni= Ni 2+ +2 еˉ Е°= −0,25 В −растворение никелевого анода.

Сопоставляя значения электродных потенциалов для анодного и катодного процессов, делаем вывод о преимущественном протекании процесса электролиза на каждом электроде: на аноде идет окисление никеля (наименьший потенциал), на катоде идет выделение металлического никеля (наибольший потенциал). Суммируя уравнения анодного и катодного процессов, получаем полное уравнение электролиза: Ni + Ni 2+ = Ni 2+ + Ni. Записанное уравнение показывает, что при электролизе с растворимым анодом происходит перенос материала анода на катод.

Электрохимическая коррозия металлов.

Коррозией металлов называется процесс их разрушения в результате взаимодействия с окружающей средой. Коррозия металлов может протекать по химическому и электрохимическому механизму. Химическая коррозия является следствием химического взаимодействия металла с тем или иным окислителем окружающей среды. Электрохимическая коррозия в простейшем случае протекает вследствие работы на поверхности металла короткозамкнутых гальванических элементов – гальванопар.

Причин образования короткозамкнутых гальванопар множество: например, кристаллическая неоднородность металла, микрошероховатость поверхности, наличие примесей и пр. все это приводит к тому, что различные участки поверхности имеют различные значения электродного потенциала, т.е. поверхность металла может рассматриваться как совокупность электродов, одни из которых в условиях контакта поверхности с электролитом окружающей среды будут играть роль анода, другие катода. В отличие от обычных гальванических элементов анод и катод гальванопар на поверхности металла имеют общий электролит.

В типичных случаях электрохимической коррозии короткозамкнутые гальванопары имеют микроскопические размеры и потому называются микрогальванопарами. Коррозию металла вызывает работа не всех микрогальванопар, а лишь тех, в которых металл играет роль анода. Общую схему таких микрогальванопар можно записать следующим образом:

А − Ме │электролит окружающей среды│катодный участок + К

При работе таких микрогальванопар коррозию металла вызывает процесс его анодного окисления: Ме = Ме n + +neˉ. На катодных участках происходит восстановление окислителя электролита. В кислой среде восстанавливаются ионы Н + согласно уравнению: 2Н + + 2еˉ = Н₂. В остальных случаях протекает процесс восстановления атмосферного кислорода с участием воды: О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ = 4ОН‾

ПРИМЕР 3: электрохимическая коррозия железа в кислой среде.

В качестве конкретного примера рассмотрим коррозию железа в воздухе, содержащем сернистый газ SO₂. На поверхности железа в данном случае образуется пленка сернистой кислоты вследствие взаимодействия сернистого газа с парами воды: SO₂ +Н₂О = Н₂ SO₃. Записываем схему микрогальванопар, работа которых в рассматриваемых условиях будет приводить к коррозии железа:

А — Fe| Н₂ SO₃| катодный участок +К

Записываем уравнение электродных процессов, протекающих при работе таких микрогальванопар:

А: Fe = Fe 2+ +2е‾ − окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: 2Н + + 2еˉ = Н₂ − восстановление ионов Н + на катодных участках.

Fe + 2Н + = Fe 2+ +Н₂ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

ПРИМЕР 4: Атмосферная коррозия железа.

Атмосферная коррозия – это электрохимическая коррозия металлов, протекающая в нейтральной среде. Коррозия железа в данных условиях происходит вследствие работы микрогальванопар: А − Fe| O₂ , Н₂О | катодный участок +К. процессы, протекающие при работе таких микрогальванопар, выражаются следующими уравнениями:

А: Fe = Fe 2+ +2е — − окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ = 4ОН‾ − восстановление на катодных участках

2 Fe + О₂ + 2 Н₂О = 2 Fe 2+ +4ОН‾ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Чтобы предохранить металл от разрушения применяются разнообразные способы защиты от электрохимической коррозии, но все они имеют одно общее: обеспечение условий, предотвращающих работу микрогальванопар.

Наиболее распространенным является метод защиты от коррозии путем создания на поверхности металлов изолирующих покрытий: лакокрасочные покрытия, покрытие металлов другими металлами и пр. Механизм защитного действия изолирующих покрытий заключается в том, что они предотвращают доступ окружающей среде к поверхности металла, тем самым делая невозможным работу микрогальванопар (для работы микрогальванопар необходимы не только анодный и катодный участки, но и электролит). При разрушении покрытия, даже незначительном, в месте нарушения сплошности открывается доступ окружающей среды к поверхности металла и тем самым создаются условия для работы микрогальванопар.

Среди изолирующих защитных покрытий особое место занимают металлические покрытия. По механизму коррозионного разрушения при нарушении целостности покрытия различают анодные и катодные металлические покрытия.

Если электродный потенциал металла покрытия меньше электродного потенциала защищаемого металла, то по отношению к защищаемому металлу металл покрытия является анодом. Поэтому такие металлические покрытия называются анодными. При работе гальванопар в местах нарушения сплошности анодного покрытия разрушается металл покрытия (анод), а защищенный металл (катод) не разрушается.

Если же электродный потенциал металла покрытия больше электродного потенциала защищаемого металла, такое покрытие называется катодным, т.к. по отношению к защищаемому металлу металл покрытия является катодом. Поэтому при работе гальванопар в местах нарушения сплошности катодного покрытия коррозии подвергается защищаемый металл.

ПРИМЕР 5: коррозионные процессы в нейтральной среде при нарушении сплошности анодного и катодного покрытия на железе.

Для железа (Е°= −0,44 В) анодным является покрытие из любого металла с меньшим значением электродного потенциала, например, цинк (Е°= −0,76 В). при нарушении сплошности такого покрытия в нейтральной среде будут работать гальванопары: А–Zn | O₂ , Н₂О | Fe + К. анодный и катодный процессы, протекающие при том, выражаются уравнениями:

А: Zn = Zn 2+ +2е — − окисление цинка (коррозия металла покрытия)

К: О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ = 4ОН‾ − восстановление на железе.

2Zn + О₂ + 2 Н₂О = 2 Zn 2+ +4ОН‾ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Из записанных уравнений видно, что цинк (и любое анодное покрытие) защищает железо от коррозии не только, пока оно цело, но и в случае нарушения сплошности покрытия.

Для создания на железе катодного покрытия необходимо использовать любой металл с большим значением электродного потенциала, например, никель (Е°= −0,25 В). При нарушении сплошности никелевого покрытия в нейтральной среде будут работать гальванопары: А– Fe | O₂ , Н₂О | Ni + К. Анодный и катодный процессы при работе данных гальванопар следующие:

А: Fe = Fe 2+ +2е — − окисление железа (коррозия защищаемого металла)

К: О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ = 4ОН‾ − восстановление на никеле.

2 Fe + О₂ + 2 Н₂О = 2 Fe 2+ +4ОН‾ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Как видим, при нарушении сплошности катодное покрытие не защищает железо от коррозии.

Из всех случаев коррозии металлов наиболее типичной и часто встречающейся является коррозия железа (сплавов железа). Из выше рассмотренных примеров видно, что электрохимическая коррозия железа заключается в его анодном окислении, в результате чего образуются ионы Fe 2+ во внешней среде. Для этого в лабораторной работе используется качественная реакция с красной кровяной солью К₃ |Fe (CN₆)|. Данная качественная реакция заключается в том, что комплексные ионы красной кровяной соли, взаимодействуя с ионами Fe 2+ , образуют соединение с характерной синей окраской –турнбулеву синь Fe ₃|Fe (CN)₆|₂ : 3 Fe 2+ +2|Fe (CN₆)| 3- = Fe ₃|Fe (CN)₆|₂

Экспериментальная часть

ОПЫТ 1.Гальванический элемент.

Рассматривается гальванический элемент с медным и цинковым электродами.

Получите у преподавателя индивидуальное задание для оформления расчетной части опыта концентрации растворов: C_CuSO₄ = C_ZnSO₄ =

1) Соберите гальванический элемент с гальванометром во внешней цепи.

2) Замкните электроды проводником электронов и наблюдайте работу гальванического элемента по отклонению стрелки гальванометра.

3) Запишите схему гальванического элемента (см. ПРИМЕР 1).

4) В записанной схеме укажите направление перемещения электронов.

5) Выпишите значение стандартных электродных потенциалов (см. ПРИЛОЖЕНИЕ).

6) По уравнению Нернста (ур. 1) рассчитайте значение электродного потенциала каждого электрода согласно полученному индивидуальному заданию.

7) Составьте уравнение электродных процессов и общее уравнение электрохимического процесса.

8) Рассчитайте стандартную ЭДС гальванического элемента и ЭДС, отвечающую полученному индивидуальному заданию.

ОПЫТ 2. Электролиз растворов.

Электролиз проводится в электролизере –U-образной трубке, заполненной раствором электролита, в которую помещаются графитовые электроды. Напряжение на электроды подается через выпрямитель тока в течении 0,5 ÷ 1 мин. Определение продуктов электролиза производится визуально (выделение газа, осаждение металла; изменение окраски раствора, изменение окраски индикатора).

2.1. Электролиз раствора иодида калия.

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера и промойте их дистиллированной водой.

В катодное колено электролизера добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина, в анодное пространство электролизера добавьте несколько капель раствора крахмала. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Запишите уравнение диссоциации соли: КI =

2) В таблице запишите уравнения теоретически возможных электродных процессов и выпишите значения соответствующих электродных потенциалов (см. ПРИЛОЖЕНИЕ).

3) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

4) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод	наблюдения	Возможные процессы	Е°, В	Продукты электролиза
Анод (окисление)
Катод (восстановление)

5) Запишите полное уравнение процесса электролиза:

2.2. Электролиз раствора сульфата натрия.

В катодное и анодное пространство электролизера добавьте несколько капель раствора лакмуса. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Запишите уравнение диссоциации соли: Na₂SO₄ =

3) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

4) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод	наблюдения	Возможные процессы	Е°, В	Продукты электролиза
Анод (окисление)
Катод (восстановление)

5) Запишите полное уравнение процесса электролиза:

2.3. Электролиз раствора сульфата меди.

Проведите процесс электролиза. Отключите источник питания. Удалите электроды из электролизера. Осмотрите поверхность электродов. Все наблюдения отметьте в таблице.

1) Запишите уравнение диссоциации соли: CuSO₄ =

2) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

3) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод	наблюдения	Возможные процессы	Е°, В	Продукты электролиза
Анод (окисление)
Катод (восстановление)

4) Запишите полное уравнение процесса электролиза:

2.4. Электролиз раствора сульфата меди с растворимым анодом.

Измените полярность полюсов электродов. Таким образом, электрод с осажденной на нем медью, полученной в предыдущем опыте, будет анодом.

1) Составьте уравнения теоретически возможных электродных процессов и выпишите значения соответствующих электродных потенциалов (см. ПРИЛОЖЕНИЕ).

2) Сделайте вывод о характере электродных процессов. Сопоставьте вывод с опытными данными.

3) Соответственно этому заполните последнюю колонку таблицы.

Электрод	наблюдения	Возможные процессы	Е°, В	Продукты электролиза
Анод (окисление)
Катод (восстановление)

4) Запишите полное уравнение процесса электролиза:

ОПЫТ 3: Электрохимическая коррозия металлов.

3.1. Роль гальванопар в процессах электрохимической коррозии.

В пробирку внесите 5-6 капель разбавленной H₂SO₄ и гранулу цинка. Наблюдать выделение газа-водорода. 1) Запишите уравнение химической реакции:

Коснитесь медной проволокой поверхности цинка. Как изменяется интенсивность газовыделения?

2) На каком металле происходит выделение газа?

3) Объясните наблюдаемое явление, записав схему гальванопары, образующейся при контакте цинка с медью. Обозначьте в ней анод и катод, запишите уравнения электродных реакций и суммарное уравнение электрохимического процесса.

3.2. Коррозия оцинкованного и луженого железа.

2 химических стакана заполните (на половину объема) 3%растворами NaCl и в каждый из них добавьте по 3-4 капли раствора Fe ₃|Fe (CN)₆|. В один стакан опустите железную пластинку, покрытую цинком, в другой – покрытую оловом (луженую). На пластинах предварительно нанесите глубокие царапины.

Через несколько минут в одном из стаканов наблюдайте окрашивание раствора в синий цвет.

1) Какая реакция протекает в этом стакане? Запишите ее уравнение:

2) Какая пластинка находится в этом стакане?

3) Происходит ли коррозия железа в данном случае? Ответ мотивируйте, записав для каждой из 2-х пластинок схемы гальванопар, уравнение электродных реакций и уравнение электрохимического процесса.

4) Определите тип покрытия (анодное или катодное) для каждой пластинки.

Вариант контрольного теста

I. Какие реакции могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях:

1). Cu + NiSO₄ = 2). Fe + ZnCl₂ = 3).Al + NiCl₂ = 4).Cu + AgNO₃ =

II. Концентрация ионов никеля в растворе 1 моль/л. определите электродный потенциал никелевого электрода:

1).- 0,25 В 2).0,25 В 3).0 В 4).-0,264 В

III. Катодом гальванического элемента является свинец Pb. Анодом может быть электрод:

1).Cu 2+ /Cu 2). Fe 2+ /Fe 3).Ni 2+ /Ni 4).Zn 2+ /Zn

IV. В гальваническом элементе Zn |Zn 2+ | |H + |H₂ на аноде происходит процесс:

1). Zn 2+ + 2еˉ = Zn 2). Н₂ = 2Н + + 2еˉ 3). Zn = Zn 2+ + 2еˉ 4). 2Н + + 2еˉ = Н₂

V. Величина стандартной ЭДС гальванического элемента Zn |Zn 2+ | |H + |H₂ равна:

1). 0 В 2). 0,76 В3). – 0,76 В 4). 1,1 В

VI. В процессе электролиза происходит преобразование:

1). Электрической энергии в химическую 2). Химической энергии в

VII. При электролизе расплава NaOH с инертными электродами на катоде протекает процесс:

1). 4ОН‾ = О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ 2). Na + + еˉ = Na

3). О₂ + 2Н₂О + 4 еˉ = 4ОН‾ 4). Na = Na + + еˉ

VIII. При электролизе раствора CuSO₄ с медным анодом на аноде протекает процесс:

1). Cu = Cu 2+ + 2еˉ 2). 2Н₂О = О₂ + 4Н + + 4еˉ

3). Cu 2+ + 2еˉ = Cu 4). О₂ + 4Н + + 4еˉ = 2Н₂О

IX. В растворе содержатся ионы Sn 2+ ,Ag + ,Cu 2+ в одинаковой концентрации. В какой последовательности они будут восстанавливаться при электролизе раствора:

1). Sn 2+ ,Ag + ,Cu 2+ 2). Ag + ,Sn 2+ , Cu 2+

3). Ag + ,Cu 2 + ,Sn 2+ 4). Cu 2+ ,Sn 2+ ,Ag +

X. При электролизе водного раствора величина рН среды в катодном пространстве:

1). Уменьшается 2). Увеличивается3). Не изменяется

правильные ответы выделены жирным шрифтом.

Контрольные вопросы.

I. Один из электродов гальванического элемента – железный. Другой электрод:

1). Zn 2+ /Zn 2). Sn 2+ /Sn 3). Mn 2+ /Mn 4). Pb 2+ /Pb 5). Ni 2+ /Ni

Запишите схему гальванического элемента, составьте уравнения электродных процессов и суммарное уравнение электрохимического процесса, рассчитайте значение стандартной ЭДС.

II. Гальванический элемент состоит из двух железных электродов. Электролитом каждого электрода является раствор хлорида железа (II). Раствор соли одного электрода 0,01 моль/л, концентрация раствора соли равна:

1). 0,1 моль/л 2). 10 -3 моль/л 3) 1 моль/л 4). 10 -4 моль/л 5).10 -5 моль/л

Запишите схему гальванического элемента, составьте уравнения электродных процессов и суммарное уравнение реакции, рассчитайте ЭДС.

III. Составьте уравнение электродных процессов, протекающих на инертных электродах при электролизе водного раствора:

Напишите молекулярное и ионо-молекулярное уравнение электролиза.