Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:А ты хочешь знать химию. Учебно-справочное пособие для старшеклассников и абитуриентов
.pdf
ствует дальнейшему переходу ионов металла в раствор, и в системе устанавливается равновесие. В данном случае равновесие является динамическим, т. е. переход ионов металла при
достижении равновесия не прекращается, но протекает с такой же скоростью, как и обратный процесс — переход ионов
металла из раствора на поверхность металла. Zn
2+
+ 2е Zn0.
Устанавливается равновесие для двух процессов:
0
Zn
– 2е Zn
Zn2+ + 2е Zn
2+
0
Такое же явление перехода положительно заряженных
ионов меди в раствор и из раствора на медную пластинку наблюдается при погружении медной пластинки в раствор сульфата меди.
0
Cu
– 2e Cu
2+
Cu
+ 2e Cu
2+
0
Но различные металлы — простые вещества имеют
неодинаковую способность отдавать электроны и выделять ионы в окружающую среду, и поэтому концентрация
ионов меди в растворе (количество ионов в 1 литре раствора)
при равновесии будет меньше, чем концентрация ионов цинка, так как медь — менее активный металл, чем цинк. Кон-
центрация свободных электронов и, следовательно, величина отрицательного заряда на цинковой пластинке будет
больше, чем на медной. По этой причине цинковую пластинку
(цинковый электрод) обозначают минусом (–) и называют
анодом, а медную пластинку (медный электрод) обозначают плюсом (+) и называют катодом.
Если соединить обе пластинки проволокой, то количество электронов на них будет выравниваться: по проволоке
пойдёт поток электронов в направлении от цинковой пластинки к медной, т. е. по проволоке пойдёт электрический ток.
Но электроны, уйдя с цинковой пластинки на медную,
смещают установившееся равновесие между пластинкой и
ионами цинка в растворе в сторону процесса окисления цинка, т. е. в сторону процесса отдачи электронов атомами цинка
и перехода образовавшихся ионов цинка в раствор:
0
Zn
— 2е Zn
2+
Атомы цинка Zn0, теряя электроны, превращаются в ионы
цинка Zn
2+
, т. е. на цинковой пластинке идёт процесс окисле-
ния (процесс отдачи электронов) и цинковая пластинка постепенно уменьшается в размере — говорят, что цинковая пластинка растворяется — ионы цинка переходят в раствор,
241
а электроны цинка по проволоке, соединяющей цинковый и
медный электроды, уходят на медную пластинку. Цинковая
пластинка является анодом (–) — электродом, через который электроны уходят из системы.
Анод — это электрод, на котором происходит процесс
окисления.
(Анод, окисление — оба слова начинаются с гласной бук-
вы — для облегчения запоминания.)
Медная пластинка, хоть и обозначена знаком плюс (+),
приобретает значительный отрицательный заряд за счёт пришедших с цинковой пластинки электронов. К отрицательно
заряженной медной пластинке из раствора подходят положительно заряженные ионы меди, которые и снимают с поверхности медной пластинки электроны, пришедшие от цинковой
пластинки по проволоке.
Медная пластинка является катодом (+) — электродом, через который электроны вводятся в систему:
2+
Cu
+ 2е Cu
0
Ионы меди Cu2+, принимая электроны, пришедшие по проволоке от атомов цинка, превращаются в нейтральные атомы
0
Cu
, которые и осаждаются на поверхности медной пластинки, и медная пластинка постепенно увеличиватся в размерах
и массе в результате осаждения на ней всё большего и большего числа нейтральных атомов меди, образующихся из ионов
меди, находящихся в растворе сульфата меди. На медной пластинке происходит процесс восстановления (процесс приёма
электронов).
Катод — это электрод, на котором происходит процесс
восстановления.
(Катод, восстановление — оба слова начинаются с согласной буквы — для облегчения запоминания.)
В результате процессов, происходящих на электродах,
около цинковой пластинки накапливается избыток положительных ионов цинка Zn
быток отрицательных ионов SO
2+
, а около медной пластинки — из-
2–
. Чтобы электрическая
4
цепь была полностью замкнута, необходимо соединить растворы, в которые опущены электроды — цинковая и медные
пластинки. Для возможности обмена ионами растворы со-
лей, например, сульфата цинка и сульфата меди помещают в
две части ёмкости, между которыми имеется перфорированная перегородка, позволяющая сульфат-ионам от медной пластинки перемещаться к цинковой пластинке, а ионам цинка,
наоборот, от цинковой пластинки к медной. В результате про-
242
исходит выравнивание зарядов в растворах и обеспечивается
работа гальванического элемента.
Все рассмотренные процессы протекают непрерывно (до
растворения всего цинка или полного перехода ионов меди из
раствора на медную пластинку).
Гальванический элемент, подобно насосу, перекачивает электроны из одной части системы в другую.
Количество протекшего по проводнику (по проволоке)
электричества может быть измерено амперметром.
Таким образом, в гальваническом элементе за счёт
окислительно-восстановительных реакций получается
электрический ток; для создания гальванического элемента, помимо двух металлов разной активности, необходим электролит; из двух металлов (гальваническая пара) растворяется (разрушается) более активный металл.
Рассмотренный нами медно-цинковый гальванический
элемент относят к гальваническим элементам с расходуемым
(ативным) электродом. Есть и другие типы гальванических
элементов. Первые гальванические элементы появились в начале XIX века. До изобретения динамо-машины, с помощью
которой механическую энергию превращали в электрическую, довольно большие количества электрической энергии
получали с помощью гальванических элементов. В настоящее
время гальванические элементы тоже находят применение —
это батарейки, используемые для питания радиоприёмников,
фонариков, и т. д., и в аккумуляторах.
Чем значительнее различие концентраций свободных
электронов, тем интенсивнее пойдёт передача их одним металлом другому, т. е. тем большее напряжение будет давать
гальванический элемент. Зная знак заряда каждой из пластинок и измеряя напряжение тока, можно оценить сравнительную активность различных металлов и расположить их по
этому признаку в так называемой электрохимический ряд на-
пряжений (ранее известный нам как ряд активности металлов):
Li..K..Ca..Na..Mg..Al..Zn..Fe..Sn..Pb..H..Cu..Ag..Hg..Au..
Электрохимический ряд напряжений металлов был составлен русским учёным Н.Н. Бекетовым в 1865 году на основании опытных данных, полученных при изучении реакций
замещения металлами других металлов из растворов их со-
243
лей. Несмотря на то, что этот ряд был составлен в то время,
когда не были известны ни периодический закон, ни строение
атомов, положение металлов в этом ряду согласуется с их местом в периодической системе Д.И. Менделеева. Современное
объяснение положения металлов в электрохимическом ряду
напряжений металлов производится по способности металлов
образовывать гидратированные ионы, которая определяется
не только энергией ионизации, т. е. энергией отрыва электронов от отдельных изолированных атомов, но и энергией, которая тратится на разрушение кристаллической решётки металлов, а также энергией, которая выделяется при гидратации ионов. В электрохимический ряд напряжений металлов
включен водород — единственный из неметаллов, способен, как и металлы, образовывать положительно заряженные
ионы.
Исходя из положения элементов в электрохимическом
ряду напряжений, можно сделать важные выводы:
1) Каждый металл способен вытеснять из солей все другие,
расположенные в ряду напряжений правее него (кроме Li, K,
Ca, Na, так как они очень энергично взаимодействуют с водой
даже при обычных условиях).
2) Все металлы, расположенные левее водорода, могут вытеснять его из кислот, расположенные правее — не вытесняют.
3) Чем дальше друг от друга расположены два металла,
тем больше напряжения может давать построенный из них
гальванический элемент.
4) Металлы до водорода встречаются в земной коре практически только в виде соединений, металлы справа от водорода — медь, ртуть, серебро — изредка встречаются в самородном виде — в форме простых веществ, но главным образом
в виде соединений. Металлы, расположенные в конце ряда —
золото и платина, встречаются в природе только в самородном
виде.
§ 20. Коррозия металлов
Слово «коррозия» происходит от латинского слова corrosio,
что означает разъедание.
Коррозия — это самопроизвольно протекающий химический необратимый процесс разрушения металлов под воздействием окружающей среды.
244
Скорость коррозии зависит от характера среды. В обычной
атмосфере металлы могут разрушаться при взаимодействии с
газами, содержащимися в воздухе: кислородом, азотом, углекислым газом, водяными парами.
Однако в одной и той же среде разные металлы обнаруживают неодинаковую устойчиость к коррозии. Такие металлы,
как алюминий, цинк, хром, никель, олово, свинец в обычной
атмосфере покрываются плотными плёнками, предохраняющими их от соприкосновения с воздухом. Железо на воздухе
покрывается пористой плёнкой оксидов, гидроксидов и солей
железа, не преграждающей доступ воздуха.
В производственных условиях металл может приходить в
соприкосновение и с жидкими веществами (водой, нефтепродуктами и более агрессивными веществами — растворами
щелочей, кислотами и др.); в этом случае возможны два варинта: соприкосновение с жидкой средой, не проводящей
электрический ток, и со средой, проводящей электрический
ток.
Различают два типа коррозии — химическую и электрохимическую.
Химическая коррозия — это такая коррозия, при которой металл взаимодействует со средой, не проводящей электрический ток (при отсутствии электролита).
К химической коррозии относят газовую коррозию, которая развивается в производственных условиях при взаимодействии с такими газами, как например, хлор, сернистый
газ, оксиды азота и т. д. В результате такой коррозии сильно
разрушаются газовые турбины, арматура печей, сопла ракетных двигателей и др.
Электрохимическая коррозия — это такая коррозия,
при которой металл взаимодействует со средой, проводящей
электрический ток.
Электрохимическая коррозия протекает в морской воде, в
водопроводе, во влажной атмосфере. Ржавление железа —
пример электрохимической коррозии. Рассмотрим, как протекает процесс ржавления железа. Любой металл на своей поверхности конденсирует пары воды из воздуха, и на поверхности металла всегда есть слой воды, иногда даже невидимый.
Но даже в таком тончайшем слое воды идут процессы, вызывающие разрушение металла. В воздухе присутствует углекислый газ, могут присутствовать сероводород, сернистый газ
и др., которые растворяются в воде, образуя водный раствор
кислот, содержащий ионы водорода и ионы кислотных остат-
245
ков в результате процессов диссоциации кислот (раствор электролита). То, что в быту мы называем железом, представляет
собой не чистое железо, а его сплав, который обычно содержит примеси других металлов, а это значит, что в одном куске
железа могут быть в контакте, например, железо с медью. Та-
ким образом, металлы, покрытые тончайшим слоем электролита, образуют гальванические микроэлементы. В галь-
ванических элементах более активный металл (в нашем примере — железо) разрушается, т. е. посылает в раствор
положительно заряженные ионы железа, а электроны переходят к менее активному металлу (в нашем примере — медь).
На поверхности меди происходит восстановление ионов водорода:
+
2Н
+ 2е 2Н0 Н
2
Что же происходит с ионами железа, перешедшими в рас-
твор?
Вода, хоть и слабый электролит, но в незначительной сте-
пени распадается на ионы водорода и гидроксид ионы:
Н
О Н+ + ОН
2
–
В результате взаимодействия ионов железа с гидроксидионами идёт образование нерастворимого гидроксида железа
(II):
2+
Fe
+ 2OH– Fe(OH)
2
Гидроксид железа (II) подвергается дальнейшему окислению в присутствии воды и кислорода воздуха:
4Fe(OH)
+ О2 + 2Н2О 4Fe(OH)
2
3
Образуется ржавчина, состоящая в основном из гидроксида железа (III) Fe(OH)
.
3
А теперь посмотрим какие процессы протекают при повреждении оцинкованного (покрытого цинком) железа и луженого (покрытого оловом) железа.
Повреждение защитного слоя в оцинкованном железе приводит к разрушению этого защитного слоя, так как защитный
слой состоит из более активного металла — цинка. В оцинкованном железе электроны переходят от цинка к железу, и на
поверхности железа разряжаются (теряют заряд) ионы водорода, которые находятся в тончайшем слое влаги на поверхности любого металла. Железо не будет подвергаться коррозии до тех пор, пока не разрушится защитный цинковый
слой.
2Н
О 2Н+ + 2ОН– ;
2
0
Zn
— 2е Zn2+; Zn
+
2Н
+ 2е 2Н0 Н
2+
+ 2ОН– Zn(ОН)2;
2
246
Повреждение защитного слоя в луженом железе приводит
к разрушению железа, так как в этой гальванической паре
металлов железо является более активным металлом, чем
олово. В луженом железе электроны переходят от железа к
олову, и на поверхности олова разряжаются ионы водорода.
2Н
О 2Н+ + 2ОН– ;
2
0
Fe
— 2е Fe2+; Fe
+
2Н
+ 2е 2Н0 Н
2+
+ 2ОН– Fe(ОН)2;
2
В этом случае защитный слой олова сохраняется, а разрушается железо. В местах повреждения оловянного покрытия
появляется ржавчина.
Скорость коррозии тем больше, чем дальше расположены
друг от друга металлы в электрохимическом ряду напряжений металлов. Чистые металлы более устойчивы к коррозии.
На скорость коррозии оказывают влияние многие факторы. Практически все металлы подвержены коррозии.
Некоторые металлы при соприкосновении с кислородом
воздуха или в агрессивной среде переходят в пассивное состо-
яние, при котором резко замедляется коррозия. Например,
концентрированная азотная кислота легко делает железо пассивным. И оно практически не реагирует с концентрированной азотной кислотой. На поверхности металла образуется
плотная защитная оксидная плёнка, которая защищает металл от соприкосновения со средой.
§ 21. Защита металлов от коррозии
Потери чугуна, стали вследствие коррозии исчисляются
десятками миллионов тонн. Вред коррозии металлов особенно остро ощущается в машиностроении, так как из-за коррозионного разрушения даже одной детали может выйти из
строя вся машина. Коррозия снижает точность показаний
приборов, выводит из строя электрические приборы. Поэтому
защита металла от коррозии в технике, промышленности,
сельском хозяйстве имеет первостепенное значение.
Способы борьбы с коррозией чрезвычайно разнообразны.
Один из способов защиты металлов является покрытие по-
верхности металла тем или иным веществом, которое бы предохраняло металл от соприкосновения с окружающей средой.
Такие покрытия бывают неметаллические (покрытие лаком,
краской, эмалью и другими веществами) и металлические
(покрытие цинком, оловом, свинцом, никелем, хромом и дру-
247
гими металлами). Покрытие железных изделий никелем,
хромом помимо защиты от коррозии придаёт им красивый
внешний вид.
Ещё одним способом защиты металлов от коррозии является метод катодной защиты. Метод катодной защиты приме-
няется тогда, когда требуется защитить, например, подземный трубопровод или корпус корабля, находящиеся в среде
электролита (морская вода, подземные, почвенные воды и т. д.).
Суть такой защиты заключается в том, что трубопровод или
корпус корабля соединяют с металлом — более активным,
чем металл защищаемой конструкции. При защите стальных
изделий обычно используют магний, алюминий, цинк и их
сплавы. Создаётся гальванический элемент, в котором более
активный металл, служащий анодом, разрушается, тем самым предохраняя защищаемую конструкцию, служащую катодом, от разрушения.
Для защиты металлов от коррозии используют ингибито-
ры коррозии — вещества, которые уменьшают скорость разрушения металла. Ингибиторы широко применяют при химической очистке от накипи паровых котлов, снятия окалины с обработанных изделий, а также при хранении и
перевозке соляной кислоты в стальной таре.
Один из важных способов борьбы с потерями от коррозии
является создание сплавов с антикоррозионными свойства-
ми. К таким сплавам относят нержавеющую сталь, которую
получают при введении в состав стали до 12% хрома.
§ 22. Электролиз
При изучении указанной темы используйте рис. 7 «Гальванический элемент и электролиз».
В гальваническом элементе получают электрический ток
за счёт химических реакций, а сейчас рассмотрим явления,
которые происходят под действием электрического тока.
Если к источнику постоянного электрического тока, например, к электродам гальванического элемента подсоединить электроды, опущенные в раствор или расплав какоголибо электролита, то разрыва в цепи электрического тока не
будет, так как в них содержатся ионы. Но с ионами, находящимися в растворе, под воздействием электрического тока будут происходить изменения (одни ионы будут восстанавливаться, а другие — окисляться), т. е. будет происходить пре-
248
Zn0 – 2e Zn
окисление
Анод (–) — электрод, на котором
идёт процесс окисления
2+
Cu2+ + 2e Cu
восстановление
Катод (+) — электрод, на котором
идёт процесс восстановления
0
Гальванический элемент, подобно насосу,
перекачивает электроны из одной части системы в другую.
Cu2+ + 2e Cu
восстановление
Катод (+) — электрод, на котором
идёт процесс восстановления
Рис. 7. Гальванический элемент и электролиз
0
2Cl– – 2e Cl
окисление
Анод (–) — электрод, на котором
идёт процесс окисления
2
Обратите внимание на то, что катод (+) и анод (–) в гальваническом элементе обозначают знаками, противоположными знакам катода (–) и анода (+) при электролизе!
образование электрической энергии в химическую — будут
происходить окислительно-восстановительные процессы.
Проследим движение электронов от анода к катоду гальванического элемента по всей цепи постоянного тока (см. рис. 7
«Гальванический элемент и электролиз»).
249
Итак, электроны выходят от анода гальванического элемента, имеющего избыток электронов, и через проводник
(проволоку) подходят к опущенному, например, в раствор
хлорида меди (II), электроду, который обозначают знаком (–),
так как на нём накапливаются электроны, и называют этот
электрод катодом, так как на его поверхности протекает процесс восстановления ионов меди, находящихся в растворе:
2+
Cu
+ 2е Cu0.
В то же самое время отрицательно заряженные хлоридионы подходят к электроду, соединённому с катодом гальванического элемента, который, подобно насосу, засасывает на
себя электроны, и отдают свои электроны, т. е. на поверхности этого электрода происходит процесс окисления хлоридионов:
–
2Cl
– 2е 2Cl0 2Cl2 .
Поскольку на электроде протекает процесс окисления этот
электрод называют анодом и его обозначают знаком плюс (+).
Мы видим, что на электродах, опущенных в раствор электролита, например, хлорида меди CuCl
, под воздействием по-
2
стоянного электрического тока протекают окислительновосстановительные реакции, приводящие к образованию новых веществ: меди Cu
0
и хлора Cl2. Явление, происходящее на
электродах под воздействием электрического тока, получило
название электролиз.
Электролиз — это окислительные и восстановительные
процессы, происходящие на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплав или раствор
электролита.
При электролизе химические реакции осуществляются
при помощи энергии электрического тока, подведённого извне. При электролизе происходит превращение электри-
ческой энергии в химическую. Процессы окисления и восстановления в этом случае протекают раздельно на разных электродах, которые подключаются к разным клеммам
гальванического элемента — источника постоянного тока.
Электрод, подключённый к аноду (к отрицательному
электроду гальванического элемента), через который осуществляется поставка электронов для процесса восстановления при электролизе, называют катодом и обозначают знаком (–).
Электрод, подключённый к катоду (к положительному
электроду гальванического элемента), через который происходит отвод электронов от находящихся в растворе ионов
250
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]