Сдам Сам

Электрохимическая коррозия металлов



 

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)

+ + 2 ē = Н 2 (в кислой среде),

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

· молекулы кислорода

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:

Ме1 / среда / Ме2 .

· 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

4Al + 3О 2 + 6Н2О = 4Al(OH)3

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

 

ē

(-) 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.

· Схема гальванопары:

Fe / Н2 О, О2, Н+ / Sn

· 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+ = 2Fe2+ + 2Н2О

2Fe + О2 + 4НCl = 2FeCl2 + 2Н2О

При нарушении целостности покрытия будет разрушаться Fe.

· 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.

· 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

2 Al + 2 КOH + 2H2O = 2КAlO2 + 3 H2

Разрушается алюминий.

· Направление перемещения электронов в системе:

ē

(-) 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.

 

Номер задания Коррозионная среда
а) H2O + O2 б) NaOH + H2O в) H2O + Н+
321. Fe / Zn Zn / Al Pb / Zn
322. Fe / Ni Fe / Zn Al / Cu
323. Pb / Fe Cd / Cr Al / Ni
324. Cu / Zn Al / Cu Sn / Cu
325. Zn / Fe Fe / Cr Co / Al
326. Zn / Al Pb / Zn Cr / Ni
327. Cr / Cu Pb / Cr Bi / Ni
328. Cu / Al Cr / Zn Fe / Mg
329. Zn / Sn Mg / Cd Cr / Bi
330. Co / Mg Zn / Fe Pb / Al
331. Pb / Zn Bi / Ni Cd / Al
332. Bi / Ni Cu / Zn Fe / Ni
333. Fe / Mg Fe / Cu Co / Cd
334. Sn / Fe Pb / Zn Cr / Fe
335. Cr / Fe Fe / Mg Co / Cu
336. Fe / Cr Cr / Cu Cr / Cu
337. Fe / Cu Cd/ Zn Cd/ Zn
338. Zn / Cu Cr / Ni Cr / Cd
339. Mg / Cu Cr / Cd Zn / Al
340. Sn / Cu Bi / Ni Bi / Ni

 

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+ + = 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 - = Me n+

· молекул воды 2H2O - 4ē 2­+ 4H +

· анионов солей

2Cl - 2ē = Cl2 NO2 - 2ē + H2O = NO3+ 2H +

Анионы кислородосодержащих кислот, имеющие в своем составе атом

элемента в высшей степени окисления (SO4 2, NO3и 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:

K2SO4 = 2K + + SO42

(-) Kатод K+ H2O(+) Aнод SO4 2H2O

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

Так как> , » 1,8 B.

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

2H2O +2ē = H 2­+ 2 OH

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: Sn2+ + 2 ē = S n 2Cl - 2 ē = Cl 2­

Пример 3. Электролиз сульфата меди с медным анодом:

CuSO4 =Cu2+ + SO42-

(-) 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;

I - сила тока, А;

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.

 









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


©2015- 2017 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.