- •Введение
- •1. Растворы электролитов
- •1.1. Основные положения теории электролитической диссоциации с.Аррениуса
- •1.2. Механизмы образования растворов электролитов
- •1.3. Электропроводность растворов электролита
- •1.4. Электродный потенциал и его возникновение
- •Контрольные вопросы
- •Примеры решения задач
- •Задачи для самостоятельной работы:
- •2. Гальванический элемент
- •2.1. Общие понятия о работе гальванического элемента
- •2.2. Стандартный электродный потенциал
- •2.3. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов
- •2.4. Поляризация и перенапряжение
- •2.5. Термодинамика обратимых электрохимических систем
- •2.6. Классификация электродов
- •2.7. Электрохимические цепи
- •Контрольные вопросы
- •Примеры решения задач
- •Задачи для самостоятельной работы:
- •3. Электролиз
- •3.1. Сущность электролиза
- •3.2. Электрохимическая система (ячейка)
- •3.3. Электролиз водных растворов
- •3.4. Поляризация электродов в процессе электролиза
- •3.5. Напряжение разложения. Явление перенапряжения
- •3.6. Электролиз органических соединений
- •3.7. Законы электролиза. Выход по току
- •3.8. Применение электролиза
- •Контрольные вопросы
- •Примеры решения задач
- •Задачи для самостоятельной работы:
- •4. Коррозия металлов
- •4.1. Классификации коррозионных процессов
- •4.2. Химическая коррозия
- •4.2.1. Взаимодействие с кислородом
- •4.2.2. Факторы, влияющие на скорость химической коррозии
- •4.2.3. Коррозия металлов в жидкостях – неэлектролитах
- •4.2.4. Сероводородная коррозия
- •Водородное охрупчивание металла
- •4.3. Электрохимическая коррозия (микрогальванокоррозия)
- •4.3.1. Условия протекания электрохимической коррозии
- •4.3.2. Диаграмма Пурбэ
- •4.3.3. Атмосферная коррозия металлов
- •4.3.4. Коррозия в морской воде
- •4.3.5. Подземная коррозия трубопроводов
- •4.4. Биохимическая коррозия
- •4.5. Коррозия блуждающими токами
- •4.6. Поляризация электродных процессов при коррозии
- •4.7. Защита металлов от коррозии
- •4.7.1. Легирование
- •4.7.2. Защитные покрытия
- •Методы борьбы с подземной коррозией
- •4.7.3. Металлические защитные покрытия
- •4.7.4. Электрохимическая защита
- •Методы борьбы с блуждающими токами
- •4.7.5. Ингибиторы коррозии металлов
- •4.7.6. Способы защиты от коррозии в морской воде
- •Контрольные вопросы
- •Примеры решения задач
- •Задачи для самостоятельной работы:
- •Тесты для самостоятельного решения
- •Перенапряжение катодного восстановления водорода и некоторых металлов из водных растворов при 25 0с
- •Значения фактора Пиллинга-Бэдвордса для некоторых металлов
Задачи для самостоятельной работы:
1. В раствор нитрата серебра опущена медная пластинка массой 28 г. По окончании реакции пластинка была вытащена из раствора, обмыта и взвешена. Масса ее оказалась 32,52 г. Какая масса иAgNO3бала в растворе?
2. Определите значение электродного потенциала меди, погруженной в 0,0005 н Cu(NO3)2.
3. Вычислите потенциал железного электрода, опущенного в раствор, содержащий 0,0699 г FeCl2в 0,5 л.
4. Гальваническая цепь составлена железом, погруженным в раствор его соли с концентрацией ионов Fe2+, равной 0,001 моль/л, и медью, погруженной в раствор ее соли. Какой концентрации должен быть раствор соли меди, чтобы ЭДС цепи стала равной нулю?
5. Как должны быть составлены гальванические элементы, чтобы в них протекали реакции: а) Cd+CuSO4=CdSO4+Cu
б) 2Au3+ + 3H2 = 2Au + 6H+
в) Zn+ 2Fe3+=Zn2++ 2Fe2+
3. Электролиз
3.1. Сущность электролиза
В растворах и расплавах электролитов имеются разноименные по знаку ионы (катионы и анионы), которые, подобно всем частицам жидкости, находятся в хаотическом движении. Если в такой расплав электролита (например, в расплав хлорида натрия NaCl) погрузить электроды и пропускать постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионыNa+к катоду, анионыCl–к аноду. ИоныNa+, достигнув катода, принимают от него электроны и восстанавливаются:
Na+ + ē → Na0.
Анионы хлора перемещаются к положительному электроду и, отдавая избыточные электроны, окисляются:
2Cl– – 2ē → 2Cl0.
Электрохимическая стадия окисления ионов хлора является первичным процессом. Вторичным процессом является связывание образующихся атомов хлора в молекулы:
2Cl0 = Cl2.
В итоге на катоде будет выделяться металлический натрий, а на аноде – хлор.
2 |
Катод (–) |
Na+ + ē → Na0 | |
1 |
Анод (+) |
2Cl– – 2ē → Cl2 |
Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия будет иметь вид
2Na+ + 2Cl– → 2Na0 + Cl2
или 2NaCl → 2Na0 + Cl2
Из вышесказанного видно, что рассмотренные реакции являются окислительно-восстановительными. Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. Сущность электролиза состоит в осуществлении химических реакций за счет электрической энергии: восстановления – на катоде и окисления – на аноде. При этом катод отдает электроны катионам, а анод принимает электроны от анионов.
Восстановительное и окислительное действие электрического тока во много раз сильнее действия химических восстановителей. Так, например, ни один химический окислитель не может отнять у фторид-иона F-его электрон. Отнять электрон уF-удалось лишь при электролизе расплавленных солей фтора (NaFилиCaF2). При этом на катоде (-) происходит окисление фтора:
F– – ē → F0
2F0 = F2 ;
на аноде (+) – восстановление металлического натрия или кальция:
Na+ + ē → Na0
или Ca2+ + 2ē → Ca0.
В общем случае электролиз нужно рассматривать как совокупность процессов, происходящих при прохождении постоянного электрического тока через электрохимическую систему.