1594
.pdf
|
Вопросы и задания для защиты лабораторной работы |
|
|
«Электролиз водных растворов солей» |
|
1. |
В чем заключается электролиз? |
|
2. |
Расскажите, какие процессы протекают на аноде при электролизе |
|
С |
|
|
водных растворов солей. |
|
|
3. |
Какие процессы протекают на катоде при электролизе водных |
|
растворов солей? |
|
|
4. |
Как е процессы протекают на аноде при электролизе расплавов |
|
применяется |
|
|
солей? |
|
|
5. |
Как е процессы протекают на катоде при электролизе расплавов |
|
солей? |
|
|
6. |
формул руйте законы Фарадея, дайте определение понятию |
|
|
бА |
|
«выход по току». |
|
|
7. |
Где для чего |
электролиз? |
7. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. КОРРОЗИЯ МЕТ ЛЛОВ
Коррозией называют самопроизвольное разрушение металлов и сплавов вследствие физико-химического взаимодействия их с
окружающей средой |
[1, 2, 3]. По механизму протекания |
процесса |
|||
|
|
|
Д |
||
различают коррозию химическую и электрохимическую. |
|
||||
Химическая коррозия протекает в неэлектропроводных средах (сухая |
|||||
атмосфера воздуха, растворы неэлектролитов). Химическая коррозия |
|||||
представляет собой непосредственное взаимодействие металла с |
|||||
окислителем, т.е. процессы окисления и восстановления |
протекают |
||||
|
|
|
|
И |
|
одновременно и на одном и том же участке поверхности: |
|
||||
Fe0 – 3 ē → Fе3+ |
|
|
4Fe + 3O2 =2Fe2О3, |
|
|
|
4 |
– окисление; |
|
|
|
O20 + 4 ē → 2O2- |
|
3 |
– восстановление. |
|
|
Электрохимическая коррозия протекает в электропроводных средах: растворах электролитов, влажной атмосфере воздуха (относительная влажность воздуха больше 65 ).
Наличие электропроводной среды делает возможной работу большого числа небольших по размеру гальванических элементов (микрогальванопар). Причиной образования на поверхности металла
61
гальванических элементов является то, что большинство технически важных металлов имеют в своем составе примеси или специально вводимые добавки. Поэтому отдельные участки поверхности металла имеют более положительное, другие – более отрицательное значение
электродного |
потенциала |
(электрохимическая |
неоднородность |
С |
|
|
|
поверхности). |
|
|
|
Основной причиной коррозии является термодинамическая не-
устойчивость металла |
ли сплава в той или иной коррозионной среде. |
||
Критерием |
термод намической |
вероятности коррозии является |
|
коррозииМе0 |
– nē = Меn+. |
||
уменьшен е зобарнозотермического потенциала (ΔG < 0). Так как |
|||
ΔG = –nFE, |
процесс |
протекает самопроизвольно при условии |
|
Е > 0, т.е. φк > φa.
Анодные процессы для всех металлов можно представить в общем
виде: |
бА |
|
|
|
Анодный потенц ал φa соответствует потенциалу окисления |
металла, т.е. процессу его коррозии. Катодный потенциал φк соответствует потенциалу восстановления окислителя коррозионной среды.
Приближенная оценка степени термодинамической нестабильности различных металлов в наи олее распространенных коррозионных средах может быть сделана по величине стандартных электродных потенциалов, что примерно соответствует потенциалу окисления металла в анодном
процессе (табл. 10).
Наиболее распространеннымиДкоррозионными средами являются водные растворы электролитов, содержащие в качестве окислителя (деполяризатора) растворенный кислород илиИионы водорода, т.е. чаще всего коррозионный процесс протекает с кислородной или водородной деполяризацией. Величины потенциалов, соответствующих катодному процессу φк в наиболее распространенных коррозионных средах, представлены в табл. 3, где по расположению в ряду напряжений выделены 4 группы металлов, термодинамически неустойчивых
(корродирующих) в той или иной среде (∆G < 0, если φк > φa).
62
Таблица 10
Классификация металлов по термодинамической неустойчивости в различных средах
|
|
|
|
|
Катодный |
0 |
Группы |
Потенциалы |
|
|||||
|
|
Коррозионные |
процесс |
корроди- |
анодов |
|
|
|
||||||
|
п |
φ к, |
|
|
|
|||||||||
С |
|
(кислородная или |
В |
рующих |
φ0а, В |
|
|
|
||||||
|
/ п |
среды |
|
|
|
|
||||||||
|
№ |
|
|
|
водородная |
|
металлов |
0 |
|
п+ |
) |
|
||
|
|
|
|
|
|
(φ |
Ме/Ме |
|
|
|||||
|
|
|
|
|
деполяризация) |
|
(∆G < 0) |
|
|
|
|
|
|
|
|
1 Кислая среда в отсутст- |
2Н+ +2ē = Н20 |
|
|
-3,01 < φ < 0,00 |
|
||||||||
|
|
вии растворенного |
|
0,00 |
I |
|
||||||||
|
|
ствии |
|
|
|
Li…W |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
кислорода |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
2 |
Нейтральная среда в |
О2 + 2Н2О + 4ē = |
|
|
-3,01 < φ < +0,815 |
|
|||||||
|
|
присутств |
растворен- |
+0,815 |
II |
|
||||||||
|
|
ного к слорода ли |
= 4ОН– |
|
Li…Ag |
|
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
бА |
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
влажная атмосфера |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
3 |
Кислая среда в пр |
сут- |
О2 + 4Н+ + 4ē = |
|
|
-3,01 < φ < +1,23 |
|
||||||
|
|
растворенного |
+1,23 |
III |
|
|||||||||
|
|
кислорода |
ли влажная |
= 2Н2О |
|
Li…Bi |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
атмосфера промышлен- |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
ных районов |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
4 |
Нейтральная среда в |
2Н2О +2ē = |
|
|
-3,01 < φ < -0,413 |
|
|||||||
|
|
отсутствии растворен- |
-0,413 |
IV |
|
|||||||||
|
|
ного кислорода |
|
= Н20 + 2ОН– |
|
Li…Fe |
|
|
|
|
|
|
||
|
|
Примечание. При решении задач следует использовать 1-ю и 4-ю схемы |
||||||||||||
|
катодных процессов коррозии металлов. |
Д |
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
Особое |
место |
среди металлов занимает |
золото |
0 |
|
3+ |
|
|||||
|
|
(φ (Аu/Аu ) = |
||||||||||||
|
= +1,5 В), которое |
является термодинамически устойчивым |
|
во |
всех |
|||||||||
|
наиболее распространенных коррозионных средах, указанных в табл. 10. |
|||||||||||||
|
|
В технике для защиты металлов от коррозии используются |
||||||||||||
|
различные методы: легирование, нанесение различных покрытий, |
|||||||||||||
|
электрохимическая защита, изменение свойств среды. В зависимости от |
|||||||||||||
|
условий эксплуатации изделий может быть выбран тот или иной метод |
|||||||||||||
|
защиты от коррозии. В наиболее агрессивных средах (в морской воде, в |
|||||||||||||
|
почве и т.д.) применяют комбинированные методы защиты. |
|
|
|
|
|
||||||||
|
|
Легирование |
металлов – это |
созданиеИповерхностного |
||||||||||
экранирующего слоя, т.е. введение элементов, предотвращающих коррозию.
Неметаллические защитные покрытия – это лаки, краски, смазки, керамика, резина и т.п.
Материалами для металлических защитных покрытий могут быть как чистые металлы (Zn, Cd, Al, Ni, Cr, Cu, Ag и др.), так и их сплавы
63
(бронза, латунь). По характеру поведения металлических покрытий при коррозии различают катодные и анодные покрытия. Металлы анодного покрытия имеют меньшее (более отрицательное) значение потенциала по сравнению с потенциалом защищаемого металла, последний является в этом случае катодом и не корродирует. Примером является оцинкованное железо.
Катодными являются металлические покрытия, имеющие в данной среде большее значен е потенциала, чем потенциал основного металла. Например, Sn, Cu, Ni, Ag на стали являются катодными покрытиями. При
поврежден |
ли нал ч и в покрытии |
пор возникают коррозионные |
элементы, в которых основной материал служит анодом и растворяется, а |
||
С |
|
|
материал покрыт я – катодом, на котором происходит восстановление |
||
|
среды, сопровождающееся выделением водорода или |
|
поглощен ем |
слорода. Таким |
, катодные покрытия могут |
защищать металл в отсутствии пор или повреждений.
Пример 1. Описать процесс коррозии железной пластинки с включениями меди, опущенной в раствор соляной кислоты. Привести схему образующегося при этом коррозионного гальванического элемента.
К электрох м ческ м методам защиты относятся протекторная, |
|||
коррозионной |
|
|
|
катодная |
анодная защ та. Протектор – это кусок металла, имеющего |
||
более отр |
цательное значение стандартного электродного потенциала по |
||
сравнению с металлом защищаемого изделия, соединенный с |
|||
защищаемым изделием. При воздействии |
агрессивной (коррозионной) |
||
|
образом |
|
|
среды в первую очередь разрушается протектор. |
|
||
Для подавления процесса коррозии при катодной или анодной |
|||
защите изделие подключают к источнику внешнего тока так, чтобы оно |
|||
стало катодом (процесс коррозии подавляется). |
ля изменения свойств |
||
|
А |
||
агрессивной среды ее обрабатывают. |
этого |
используют удаление |
|
окислителей из среды (деаэрация) или введение ингибиторов. |
|||
|
Примеры решения типовых задач |
||
|
Для |
||
|
|
И |
|
Решение. Исходя из положений металлов в ряду напряжений или сравнивая величины стандартных электродных потенциалов φ0(Fe/Fe2+ ) = = –0,44 В; φ0(Cu/Cu2+ ) = +0,337 В, определяем, что железо является более активным металлом и в образующейся гальванической паре железо будет анодом, медь – катодом. Железный анод растворяется, железо окисляется, а на медном катоде выделяется водород.
64
Схема работающего при коррозии гальванического элемента:
(–) Fe0 |Fe2+ || HCl || 2H+ | H2 (Cu0) (+)
или в сокращенной форме |
|
|
|
|
С |
(–) |
Fe0 || HCl || Cu0 |
(+). |
|
|
||||
Анодный процесс: |
Feo – 2ē → Fe2+. |
|
||
Катодный процесс: |
2 H+ + 2ē → H2. |
|
||
находится |
|
|
||
Образован е продукта коррозии: |
|
|||
|
Fe |
2+ |
- |
|
|
|
+ 2Cl → FeCl2. |
||
бА |
||||
Пр мер 2. Хром |
|
|
в контакте с медью. Какой из металлов |
|
будет ок сляться при коррозии, |
если пара металлов находится в кислой |
|||
среде (в соляной к слоте). Привести схему образующегося при этом |
||||
гальванического элемента. |
|
|
|
|
Решен е. Исходя |
з положений металлов в ряду напряжений или по |
|||
таблице сравнивая величины |
стандартных |
электродных потенциалов |
||
φ0(Cr/Cr3+) = –0,744 В; φ0(Cu/Cu2+) = +0,337 В, определяем, что хром |
||||
является более активным металлом и в образующейся гальванической |
||||
паре хром будет анодом, медь – катодом. Хромовый анод растворяется, а |
||||
|
|
|
Д |
|
на медном катоде выделяется водород. |
|
|||
Схема работающего при коррозии гальванического элемента: |
||||
(–) 2Cr0 | 2Cr3+ |
|| HCl || 6H+ |3H2 (Cu0) (+). |
|||
В сокращенном виде |
|
|
И |
|
|
|
|
||
|
(–) |
Cr0 || HCl || Cu0 |
(+). |
|
Анодный процесс: |
Cr0 – 3ē → Cr3+ . |
|
||
Катодный процесс: |
2 H+ + 2ē → H2. |
|
||
Продукт коррозии:
Cr3+ + 3Cl- → CrCl3.
Следовательно, окисляется хром.
65
Пример 3. Описать коррозионное поведение латуни (сплава цинка с медью) в кислой среде.
Решение. На поверхности этого сплава присутствуют атомы меди и
атомы цинка. |
Цинк имеет отрицательное значение |
потенциала |
φ0(Zn/Zn2+) = –0,763 В, легче окисляется и служит анодом в коррозионном |
||
С |
значение |
|
гальваническом |
элементе. Медь имеет положительное |
|
электродного потенциала φ0(Cu/Cu2+) = +0,337 В, на ее поверхности идет процесс восстановлен я какого-либо окислителя, содержащегося в
коррозионной среде. |
|
|
|
|
|
|
|
|
латуни |
|
|
|
|||||
Корроз я |
в к слой среде протекает по схеме |
|||||||
|
(–) Zn |
0 |
|Zn |
2+ |
|
+ |
0 |
) (+). |
|
|
|
|| H2SO4|| 2H | H2 |
(Cu |
||||
бА |
|
|||||||
В сокращенном в де |
(–) Zn0 |
|| H2SO4|| Cu0 |
(+). |
|
||||
Анодный процесс: Zn0 – 2ē → Zn2 (окисление).
Катодный процесс: 2H + 2ē → H20 (восстановление).
В кислых средах коррозионный процесс протекает с водородной деполяризацией, т.е. деполяризатором (окислителем), способным снимать электроны с катодных участков, служат ионы водорода. Суммарное уравнение процесса коррозии латуниДможно представить таким образом:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 .
Пример 4. Описать коррозионное поведениеИстали (сплав железа с углеродом) во влажной атмосфере воздуха.
Решение. На поверхности этого сплава присутствуют атомы железа и атомы углерода (точнее, соединение железа с углеродом Fe3C). Железо имеет отрицательное значение потенциала φ0(Fe/Fe2+) = –0,44 В, легче окисляется и служит анодом в коррозионных гальванических элементах. Углерод имеет положительное значение электродного потенциала, на его поверхности идет процесс восстановления какого-либо окислителя, содержащегося в коррозионной среде (во влажной атмосфере воздуха коррозионный процесс протекает с кислородной деполяризацией):
анод (–) Fe0 | Fe2+ || О2, H2O || C (+) катод.
66
Анодный процесс: |
2Fe0 – 4ē |
→ 2Fe2+ |
(окисление). |
|||||||
Катодный процесс: |
O2 |
+2H2O+4ē → 4OH– |
(восстановление). |
|||||||
|
уммарное уравнение2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)2–продукт коррозии. |
|||||||||
Продукт коррозии Fe(OH)2 кислородом воздуха окисляется до |
||||||||||
Fe(OH)3: |
|
|
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3. |
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|||||
4 |
|
Fe(ОН)2 + ОН– + 1ē Fe(ОН)3 (окисление). |
|
|||||||
|
|
|||||||||
1 |
|
O2 + 2H2O + 4ē 4OH– |
(восстановление). |
|||||||
На |
воздухе |
з пленки гидроксида железа (III) частично испаряется |
||||||||
С |
|
|
|
|
|
|
||||
вода |
образуется рыхлый слоистый продукт – ржавчина – mFe2O3·nH2О. |
|||||||||
Пр мер |
5. |
|
Оп сать |
коррозионное поведение |
луженого и |
|||||
оцинкованного |
железа |
во влажной |
атмосфере |
воздуха. |
Какое железо |
|||||
(луженое ли оц нкованное) |
олее надежно защищено от коррозии? |
|||||||||
Решен . Железо, олово и цинк имеют следующие значения |
||||
и |
|
|
||
стандартных электродных потенциалов: –0,44 В; –0,14 В и –0,76 В |
||||
соответственно. По сравнению с железом олово является менее активным |
||||
металлом и |
служить катодным покрытием, т.е. надежно защищать |
|||
металл в случаебудетотсутствия пор или повреждений. При повреждении |
||||
покрытия железо, являясь анодом, будет окисляться, а на поверхности |
||||
катода (олова) будет протекать процесс восстановления (кислородная |
||||
деполяризация): |
0 |
0 |
|
|
|
|
|
||
|
анодА(–) Fe || O2,H2O || Sn (+) катод. |
|||
Анодный процесс: |
2Fe0 – 4ē 2Fe2+ |
(окисление). |
||
Катодный процесс: |
O2 + 2H2O + 4ē 4OH– (восстановление). |
|||
Продукт |
коррозии Fe(OH)2 |
кислородом |
воздуха окисляется до |
|
Fe(OH)3: |
|
|
Д |
|
|
|
|
|
|
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.
Цинк является металлом анодного покрытия, т.к. имеет меньшее (более отрицательное) значение электродного потенциала, чем значение
потенциала защищаемого |
металла; железо является в этом случае |
катодом и не корродирует: |
И |
анод (–) |
Zn0 || O2,H2O || Fe0 (+) катод. |
Анодный процесс: |
2Zn0 – 4ē 2Zn2+ (окисление). |
Катодный процесс: |
O2 + 2H2O + 4ē 4OH– (восстановление). |
Продукт коррозии: |
Zn2+ + 2OH– Zn(OH)2. |
67
Таким образом, катодные покрытия могут защищать металл в отсутствии пор или повреждений, а анодные всегда надежно защищают металл, так как окисляются сами.
С |
Лабораторная работа № 7 |
|
|
||
|
Коррозия металлов |
|
капли |
|
|
Цель работы: |
зучить электрохимическую коррозию металлов в |
|
кислой среде электрол та. |
|
|
Опыт 1. Электрохимическая коррозия оцинкованного и |
||
бА |
||
луженого железа. |
|
|
В проб рку налейте 4…6 капель раствора соли железа (II) FеSO4, |
||
добавьте 1…2 |
раствора K3 |
[Fe(CN)6] – красная кровяная соль – |
качественная реакц я на ионы |
Fе2+, наблюдайте появление синего |
|
окрашиван я вследств е о разования турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2. Налейте в чистую про ирку на 3/4 ее объема дистиллированной воды и
добавьте по 4…5 капель 2 н. серной кислоты и K3 [Fe(CN6)]. Раствор перемешайте, отлейте половину во вторую пробирку. В первую пробирку
опустите железную пластинку в контакте с оловом, во вторую – железную пластинку в контакте с цинком. В какой пробирке появилась синяя окраска? Почему? Наблюдается выделение газа. Какой это газ? С поверхности какого металла поднимается газ в луженом и оцинкованном железе? Составьте схему электрохимической коррозии. В каком случае будет проходить коррозия железа при нарушении защитного слоя? В каком случае будет разрушаться защитное покрытие?
Опыт 2. Влияние образования микрогальванических элементов на коррозию металлов.
Д И
а) В две пробирки вносите по 5…6 капель 2 н. серной кислоты и бросьте по кусочку цинка. В одну из пробирок добавьте одну каплю раствора сульфата меди. Наблюдайте более интенсивное выделение водорода в пробирке с добавлением CuSO4. Что появилось на поверхности цинка в присутствии CuSO4? Объясните различную интенсивность выделения водорода в двух пробирках, учитывая, что цинк с медью образуют микрогальванический элемент. Укажите анод и катод в
68
образовавшейся гальванической паре. Напишите уравнения соответствующих реакций.
б) В пробирку внесите 5…6 капель 2 н. серной кислоты и кусочек цинка, опустите туда же медную проволоку так, чтобы она не касалась цинка. Наблюдайте слабое выделение водорода на цинке и отсутствие его на медной проволоке. Приведите медную проволоку в соприкосновение с цинком и наблюдайте интенсивное выделение водорода. Обратите
С |
|
|
||
Опыт 3. Акт ваторы коррозии. |
||||
В две проб рки порознь налейте по 7…8 капель сульфата и хлорида |
||||
меди (одной концентрац ) и внесите в пробирки одинаковые кусочки |
||||
алюминия. |
Сравн те скорость выделения меди на кусочках алюминия в |
|||
обеих проб рках. В про |
|
с раствором CuSO4 добавьте кристаллик |
||
ирку |
|
|||
NаСl. Объясн те, какой ион ускоряет коррозию алюминия. Напишите |
||||
уравнен я реакц й. |
|
|
||
|
Вопросы и задания для защиты лабораторной работы |
|||
|
|
|
«Коррозия металлов» |
|
1. |
Сформулируйте понятие «коррозия металлов». |
|||
2. |
Какие виды коррозионных повреждений вы знаете? |
|||
3. |
|
бА |
||
Расскажите о классификации процессов коррозии. |
||||
4. |
Какие методы защиты металлов от коррозии вы знаете? |
|||
5. |
Как протекает электрохимическая коррозия металлов в кислой |
|||
среде электролита? Приведите пример. |
||||
6. |
Как |
протекает |
электрохимическаяДкоррозия металлов в |
|
внимание, на каком з металлов выделится водород. Объясните, какова роль медной проволоки, в присутствии которой водород выделяется интенсивнее.
нейтральной среде электролита? Приведите примерИ.
8. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
Природная вода, содержащая в своём составе большое количество солей кальция и магния, называется жёсткой [1, 2].
Жёсткость подразделяется на карбонатную (временную) и некарбонатную (постоянную).
69
Карбонатная жёсткость (устранимая или временная) обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция, магния и реже железа:
Са(НСО3)2, Mg(HCO3)2, Fе(НСО3)2.
Карбонатная жёсткость легко устраняется кипячением. Некарбонатная жёсткость (постоянная) обусловлена присутствием
в воде раствор мых хлор дов и сульфатов магния и кальция:
С |
СаСl2, MgCl2, MgSO4, CaSO4. |
|
|
умма карбонатной некар онатной жёсткости составляет общую |
|
жёсткость воды.
Кол чественно жёсткость выражают числом миллиэквивалентов
ионов кальц я |
магн я в 1 дм3 воды. |
|
|
1 м л экв |
валент онов кальция составляет |
20,04 мг; |
|
и |
12,16 мг. |
||
1 м л экв валент онов магния |
|||
|
Ж = (nЭ(Са+2) + nЭ(Mg+2))·1000/V(Н2О) |
(ммоль/дм3). |
|
|
|
Ж = (m(соли)·1000)/(Э(соли)·V(Н2О)). |
|
По значению величин о щей жёсткости природные воды делятся на |
|||
следующие группы: |
|
||
1. |
Очень мягкая – до 1,5 ммоль/дм3. |
|
|
2. |
бА3 |
||
Мягкая – 1,5…3,0 ммоль/дм . |
|
||
3. |
Средняя – 3,0…5,4 ммоль/дм3. |
|
|
4. |
Жёсткая – 5,4…10,7 ммоль/дм3. |
|
|
5. |
Очень жёсткая – более 10,7 ммоль/дм3. |
|
|
Д Наиболее мягкая атмосферная вода (дождьИ, снег), она содержит
лишь 0,07…0,1 ммоль/дм3 солей кальция и магния.
Методы устранения жесткости
Карбонатную жёсткость устраняют следующими методами: 1. Термическим – кипячением:
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O;
Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2 + 2CO2.
70