_{0 +1 +6 −2 +2 +6 −2 +1 −2 +1 −2}

Mg + H₂SO₄  MgSO₄ + H₂S + H₂O

б) Записуємо електронні рівняння напівреакцій окиснення і відновлення для елементів, що змінили ступінь окиснення у процесі реакції, і визначаємо окисник і відновник

(Red) Mg⁰ −2ē  Mg⁺² 2 4

8

(Ox) S⁺⁶ + 8ē  S⁻² 8 1

Складаємо електронний баланс. Для цього між кількістю електронів, що їх віддав відновник (2), і кількістю електронів, що їх приєднав окисник (8), знаходимо спільне найменше кратне. Воно дорівнює 8. Розділимо 8 на 2 і одержимо коефіцієнт 4 для магнію. Поділимо 8 на 8 і одержимо коефіцієнт 1 для сірки.

в) Отримані за електронним балансом коефіцієнти переносимо в схему реакції:

4Mg + H₂SO₄ → 4MgSO₄ + H₂S + H₂O

На цій стадії ми маємо вірні коефіцієнти для окисника, відновника і продуктів їх перетворень.

г) Далі зрівнюємо інші елементи у такому порядку: катіони (крім водню), аніони, водень і нарешті перевіряємо баланс по кисню. У даній реакції крім однієї молекули H₂SO₄, що є окисником, ще 4 молекули кислоти потрібні для зв'язування 4 іонів Mg²⁺. Усього необхідно 1 + 4 = 5 молекулH₂SO₄:

4Mg + 5H₂SO₄ → 4MgSO₄ + H₂S + H₂O.

Далі зрівнюємо кількість атомів водню в лівій та правій частинах реакції. Для цього перед водою ставимокоефіцієнт 4. В останню чергу перевіряємо кількість атомів кисню в лівій та правій частинах схеми. У підсумку одержуємо таке рівняння реакції:

4Mg + 5H₂SO₄ → 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Учасники однієї напівреакції, що розглядаються сумісно, називаються окисно-відновною системою, або ОВ-парою. Наприклад, суміш солей FeCl₃ і FeCl₂ є окисно-відновною системою, що відповідає напівреакції:

Fe⁺² – e^ → Fe⁺³

відновлена форма (red)

окиснена форма (ox)

Кількісною характеристикою окисно-відновних властивостей речовин є окисно-відновний потенціал _ox/red – стрибок електричного потенціалу на границі розділу електрод – окисно-відновна система.

Залежність ОВ-потенціалу від концентрацій окисненої та відновленої форм при 298К виражається рівнянням Нернста:

_ox/red = ^o_оx/red + (0,059/n) lg(с^x_ox/ с^y_red ),

де с_ox і с_red - концентрації окисненої та відновленої форм; х і у – коефіцієнти при них; n − число електронів, переданих в напівреакції; ^o_оx/red – ОВ-потенціал за стандартних умов, В.

При однаковій концентрації окисненої і відновленої форм речовини _ox/red = _ox/red. Чим більша алгебраїчна величина електродного потенціалу, тим активніше дана ОВ-система як окисник, тим легше вона переходить з окисненої форми у відновлену. Чим менше значення _ox/red, тим більше виражені відновні властивості ОВ-системи. Наприклад, стандартні потенціали систем

2F⁻  2ē  F₂ і 2Н⁻  2ē  Н₂

відповідно дорівнюють +2,85 и −2,33 В. Отже, окиснена форма першої системи (F₂) проявляє сильні окисні властивості, а відновлена форма другої системи (гідрид-іон Н^) – відновні.

Значення ОВ-потенціалу неможливо визначити абсолютно. Тому їх вимірюють відносно водневого електроду 2Н⁺ + 2ē  Н₂, потенціал якого у стандартному стані умовно приймають рівним нулю. Нормальні потенціали деяких ОВ- систем наведені в додатку.

За величинами ОВ-потенціалів можна судити про можливість протікання ОВРта її напрямок.ОВ-реакція можлива лише тоді, коли потенціал окисника більший за потенціал відновника:

φ_Ох > φ_Red

Їх різниця Е = (φ_Ох ─ φ_Red) називається електрорушійною силою ОВ-реакції. Якщо Е > 0, то реакція протікає в прямому напрямку (зліва направо).

Приклад 2. Визначте, яка із двох речовин: KBr чи KI може відновити FeCl₃ ?

Розв’язання.а) Пишемо рівняння реакцій, визначаємо окисник і відновник і складаємо електронні рівняння напівреакцій окиснення і відновлення:

Fe⁺³Cl₃ + KI⁻  Fe⁺²Cl₂ + I₂⁰ + KCl ( 1 ) Ox Fe⁺³ + 1ē  Fe⁺²

Red 2I⁻ − 2ē  I₂⁰

Fe⁺³Cl₃ + KBr⁻  Fe⁺²Cl₂ + Br₂⁰ + KCl ( 2 )

Ox Fe⁺³ + 1ē  Fe⁺²

Red 2Br⁻ − 2ē  Br₂⁰ ;

б) З таблиці стандартних ОВ-потенціалів, виписуємо значення потенціалів окисника і відновника :

(Ox)φº(Fe⁺³/Fe⁺²) = +0,77B;

(Red) φº(I₂/2I⁻) = +0,53 B; φº(Br₂/2Br⁻) = +1,09 B;

в) В реакції (1) потенціал окисника більший за потенціал відновника, а їх різниця (E = φº_Оx − φº_Red = 0,77−0,53 = 0,24 В) більша за нуль. Значить, KI може відновити FeCl₃. В реакції (2) потенціал окисника менший за потенціал відновника (0,77 < 1,09), значення Е від’ємне і реакція (2) неможлива. KBr не може бути відновником відносно FeCl₃. Реакція (2) може самочинно протікати у зворотному напрямку (Br₂ окиснює FeCl₂).

У знаходженні коефіцієнтів рівнянь окисно-відновних реакцій можна виходити не зі ступенів окиснення – величин досить умовних, а з зарядів тих реальних іонів, що існують у розчині. З цією метою використовують іонно-електронний метод, або методнапівреакцій, базований на складанні іонних рівнянь для процесів окиснення відновника та відновлення окисника з наступним написанням загального іонно-молекулярногорівняння. Цей метод дає можливість не тільки підбирати коефіцієнти, але йвизначати продукти ОВР с притягненням таблиці стандартних ОВ-потенціалів.

Приклад 3.Скласти рівняння реакції

Na₂S + KMnО₄+ H₂SO₄. . . .

Розв’язання. а) Сильні електроліти у розчинах існують у вигляді іонів. В нашому випадку це: катіони – Na⁺, K⁺, Н⁺ та аніони – S^2-, MnО₄⁻, SO₄^2-. Їм відповідають наступні ОВ-системи та стандартні потенціали φº(В):

K+/K0	Na+/Na0	S0/S2-	2Н+/H20	SO42-/...	MnО4−/Mn2+
-2,93	-2,71	-0,48	0	+(0,17÷0,36)	+1,51

б) Вибір окисника. Потенційними окисниками в даній системі можуть бути всі катіони та аніони за винятком S^2-(НСО). Але в ролі окисника виступає частинка, що входить в систему з найбільшим ОВ-потенціалом. У даному випадку окисником є іон MnО₄⁻ (окиснена форма системи MnО₄⁻/Mn²⁺).

в) Вибір відновника. Звичайно відновником є частинка, що входить в ОВ-систему з найменшим ОВ-потенціалом. Для даної системи відновник тільки один – сульфід-іон S^2-.

г) Виписуємо рівняння напівреакцій окиснення та відновлення із таблиці ОВ-потенціалів.

Ox: MnО₄⁻+ 8Н⁺ + 5ē  Mn²⁺ + 4Н₂О

Red: S^2-  2ē  S⁰

д) Складаємо електронний баланс:

Ox: MnО₄⁻+ 8Н⁺ + 5ē  Mn²⁺ + 4Н₂О 5 2

10

Red: S^2- - 2ē  S⁰ 2 5

Сумарне рівняння ОВР в іонно-молекулярному вигляді отримуємо складанням рівнянь напівреакцій з урахуванням розрахованих множників:

2MnО₄⁻ + 5S^2- + 16Н⁺  2Mn²⁺ + 8Н₂О + 5S⁰

е) Складаємо рівняння реакції у молекулярному вигляді.Кожен іон має бути зв'язанийу молекулу з іоном протилежного знаку.Уліву частину рівняння відповідно умові необхідно додати 2K⁺, 10Na⁺, 8SO₄^2-, що дає 2KMnО₄ + +5Na₂S + 8Н₂SO₄. Таку ж кількість іонів необхідно додати до правої частини рівняння. Із них 2SO₄^2-зв’яжуть 2Mn²⁺ з утворенням 2MnSO₄. Іони, що залишились (2K⁺, 10Na⁺, 6SO₄^2-), зв'язуютьсяу сульфати калію та натрію (K₂SO₄, 5Na₂SО₄). Повне рівняння має вигляд:

2KMnО₄+5Na₂S+8Н₂SO₄2MnSO₄+5S+K₂SO₄+5Na₂SО₄+8Н₂О

Активністьдеякихокисниківівідновниківзалежить від середовища,у якому перебігає реакція. Так, окисні властивостіперманганат-іонаMnO₄^-по різному проявляються в залежності від середовища:

+5ē

——→ Mn⁺² (рН < 7) φ◦=+1,51 В

+3ē

MnO₄^- ——→ MnО₂ (pH  7) φ◦= +0,60 В

+1ē

——→ MnО₄^2- (pH > 7) φ◦= +0,56 В.

Як видно з даної схеми, найбільша окисна активність іона MnО₄⁻ виявляється в кислому середовищі.

Приклад 4. Визначте, у якому середовищі (нейтральному чи кислому) можна відновити KMnО₄ бромідом калію KBr.

Розв’язання. Користуючись таблицею стандартних ОВ потенціалів, виписуємо ОВ пари для реакцій взаємодії KMnО₄ з KBr у кислому і нейтральному середовищах.

Кисле середовище:

(Ох) MnO₄^- + 8Н⁺ +5ē  Mn⁺²+ 4Н₂О , φ◦ = +1,51В,

(Red) 2Br⁻¹ − 2ē  Br₂⁰ , φ◦ = +1,09В.

Нейтральне середовище:

(Ох) MnO₄^- + 2Н₂О + 3ē  MnО₂ + ОН^- , φ◦ = +0,60В,

(Red) 2Br⁻¹ − 2ē  Br₂⁰ , φ◦ = +1,09В.

Із значеньпотенціаліввиходить,що у нейтральномусередовищіпотенціалгіпотетичного окисникаменшийза потенціал відновника, значитьреакція неможлива. Складаєморівняння реакції у кислому середовищі(розведенійсірчанійкислоті)іпідбираємокоефіцієнти:

2KMnO₄ +10KBr + 8H₂SO₄  2MnSO₄+ 5Br₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O.

ДОМАШНЄ ЗАВДАННЯ

1. Вкажіть ОВ-властивості частинок: Cl₂ , Rb, K⁺, Sn²⁺, SO₄²⁻, Cr₂O₇²⁻, O₂ .

2. Складіть рівняння реакції: Al + HCl  . . . ; напишіть ОВ пари, визначте продукти реакції, підберіть коефіцієнти, розрахуйте Е⁰ за стандартних умов

3. Підберіть коефіцієнти в рівнянні:

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄  MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O.

4. Користуючись таблицею стандартних електродних потенціалів, визначте, яка з даних реакцій можлива? Чому?

Mg + H₂SO₄  MgSO₄ + H₂; Cu + H₂SO₄  CuSO₄ + H₂;

Що являється окисникомвH₂SO₄ ?

5. Закінчіть рівняння реакції: K₂Cr₂O₇ + HCl  CrCl₃ +…, випишітьОВ-пари; підберітькоефіцієнтиі обчисліть Е⁰ за стандартних умов.

6. Складіть рівняння реакції: MnO₂ + HCl ... , якщо дано, що Mn⁺⁴ + 2ē  Mn⁺² . Визначтеокисниківідновниквцій реакції, підберітькоефіціенти.

7. Складіть рівняння реакцій:

KMnO₄ + K₂SО₃ + H₂SO₄  . . .

KMnO₄ + K₂SО₃ + KOH  . . .

Підберітькоефіцієнтиівизначте, вякомусередовищісильнішепроявляється окисназдатністьперманганату калію.

8. Занаведеними напівреакціями окиснення і відновлення:

Cu⁰ − 2ē  Cu⁺² ; N⁺⁵ + 1ē  N⁺⁴ (NO₂ )

складіть рівняння реакції взаємодії міді з азотною кислотою. Підберітькоефицієнтиі розрахуйтеЕ⁰ за стандартних умов.

9. Підберітькоефіцієнти унаступномурівнянні:

KIO₃ + KI + H₂SO₄  I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

Вкажіть окисник і відновник, складітьОВ-пари. Розрахуйте масу йоду, що утворюється,якщо в реакцію вступає42,8г10%-го розчинуKIO₃. Відповідь: 15,14 г.

10. Користуючись таблицеюОВ-потенціалів, складітьрівнянняреакціїперетворенняSn⁺² в Sn⁺⁴у лужному середовищі(КОН).Як окисник візьмітьBr₂. Підберітькоефіцієнти,розрахуйтеЕ⁰ за стандартних умов.

13. Гальванічні елементи. Корозія металів.

Мета вивчення теми:

- користуватися рядом напруг металів для складання схем гальванічних елементів;

- складати електронні рівняння електродних процесів і рівняння хімічних реакцій, що лежать в основі роботи гальванічного елемента;

- обчислювати електрорушійну силу гальванічного елемента;

- складати схеми гальванопар, що виникають при контактній корозії металів, і рівняння хімічних реакцій, які перебігають при цьому;

- розуміти сутність основних методів захисту металів від

корозії і складати електронні схеми процесів, що протікають при порушенні захисту.

Гальванічний елемент (ГЕ) відноситься до хімічних джерел струму (ХДС) – пристроїв, у яких енергія хімічної реакції безпосередньо перетворюється в електричну. Вони складаються з двохнапівелементів: анода і катода, занурених у розчини електролітів.Анод – це електрод, на якому перебігає процес окиснення. Роль анода завжди виконує метал з меншим значенням електродного потенціалу, тому в ГЕ він заряджений негативно.Катод – це електрод, на якому протікає процес відновлення. Роль катода виконує метал збільшим значенням електродного потенціалу, тому він заряджений позитивно. Зверніть увагу, що таке правило знаків (катод – позитивний електрод, аанод – негативний) справедливе лише для хімічних джерел струму.

У гальванічних елементах протікають самочинні (ΔG<0, E>0) ОВР. Відмінністю ХДС від звичайних ОВР є те, що процеси окиснення та відновлення просторово розділені. Це дозволяє одержати спрямований рух електронів. Напрямок руху електронів у зовнішньому колі – від анода до катода, а напрямок руху аніонів у внутрішньому колі (тобто в електроліті ГЕ) – від катода до анода.

Необхідною умовою дії гальванічного елемента є різниця потенціалів між його електродами. При розімкнутому зовнішньому колі така різниця потенціалів має назву електрорушійної сили (ЕРС). При обчисленні величини ЕРС від потенціалу катода φ_к віднімають потенціал анода φ_а:

Е = φ_к – φ_а

Застандартних умов (Р=101,3 кПа, [Меⁿ⁺] =1моль/л) ЕРС розраховується за значеннями стандартних електродних потенціалів:

Е^о = φ^о_к – φ^о_а

Якщо ж умови відрізняються від стандартних, то електродні потенціали розраховують за рівнянням Нернста, що для ОВ-систем типу Меⁿ⁺/Meпри Т = 298К має вигляд:

φ = φ^о + lg[Meⁿ⁺],

де φ – електродний потенціал металу за даних умов, В; φ^о – стандартний електродний потенціал, В; n – число електронів, що беруть участь у процесах окиснення-відновлення; [Meⁿ⁺] – концентрація іонів металу в електроліті, моль/л.

Приклад 1.Складіть схему магній-цинкового гальванічного елемента, опишіть його роботу і розрахуйте ЕРС за стандартних умов, а також за умов, коли магнієвий електрод занурений у 0,1М розчин солі MgCl₂, а цинковий – в 0,01М розчин солі ZnCl₂.

Розв’язання. а) З ряду напруг металів визначаємо, що у даному ГЕ Mg– анод (менша величина електродного потенціалу), аZn– катод.Складаємо схему гальванічного елемента:

A() Mg | MgCl₂ || ZnCl₂ | Zn (+)K

або в іонному вигляді:

A(–) Mg | Mg²⁺ || Zn²⁺ | Zn (+)K

б) Cкладаємо електронні рівняння електродних процесів:

А(–):Mg– 2ēMg²⁺ (окиснення)

К(+): Zn²⁺ + 2ēZn^о (відновлення)

і сумарне рівняння ОВ-реакції (іонно-молекулярне і молекулярне), що лежить в основі роботи даного гальванічного елемента:

Mg^о + Zn²⁺  Mg²⁺ + Zn^о

Mg + ZnCl₂ MgCl₂ + Zn .

в) Розраховуємо електрорушійну силу елемента Е^оза стандартних умов:

φ^о(Mg ²⁺/Mg^o) = -2,363В, φ^о(Zn²⁺/Zn^o)= -0,763 В,

Е^о= φ^о_к– φ^о_а= -0,763 – (-2,363) = 1,600В.

Обчислюємо Еза умови, коли концентраціяMgCl₂ дорівнює 0,1моль/л, а концентраціяZnCl₂ – 0,01 моль/л. Для цього спочаткузарівнянням Нернста розрахуємо значення електродних потенціалів:

φ^о_Mg²⁺_{/ Mg}^o = -2,363 +lg 0,1 = -2,363 - 0,0295 = -2,393В.

φ^о _Zn²⁺_{/ Zn}^o = -0,763 + lg 0,01 = -0,763 – 0,059= -0,822В.

Із порівняння розрахованих потенціалів (φ_Zn²⁺/_Zn^o > φ_Mg²⁺/_Mg^o) визначаємо, що магній залишається анодом, а цинк – катодом. Отже, Е дорівнює:

Е = φ_к– φ_а= -0,822 – (- 2,393) = 1,571В.

Зверніть увагу: коли анод і катод мають близькі значення стандартних електродних потенціалів, то в залежності від концентрації розчину при роботі ГЕ вони можуть помінятися своїми ролями.

Аналогічні розрахунки можна проводити і у зворотному напрямку. Якщо потрібно побудувати гальванічний елемент із заданим значенням ЕРС, на основі формули Нернста можна розрахувати необхідну концентрацію електроліту.

Приклад 2. Якою повинна бути концентрація солі цинку у розчині, щоб елемент A(-) Mg | Mg²⁺|| Zn²⁺| Zn (+)K при [Mg²⁺] =1 моль/л мав ЕРС, що дорівнює 1,57В.

Розв’язання. Е = φ_к – φ_а = φ _Zn²⁺_{/ Zn}^o - φ^о_Mg²⁺_{/ Mg}^o ;

φ^о_Mg²⁺_{/ Mg}^o = -2,363В; 1,57 = φ _Zn²⁺_{/ Zn}^o – (-2,363).

Звідки маємо: φ _Zn²⁺_{/ Zn}^o = -0,793В.

φ _Zn²⁺_{/ Zn}^o = φ^o _Zn²⁺_{/ Zn}^o + 0,059/2 · lg[Zn²⁺];

-0,793 = - 0,763 + 0,059/2· lg[Zn²⁺]; -0,030 = 0,0295· lg[Zn²⁺];

lg[Zn²⁺]  -1, звідки [Zn²⁺] = 0,1 моль/л.

Необхідну для роботи гальванічного елемента різницю потенціалів можна одержати, використовуючи однакові електроди, що занурені у розчини однієї солі різних концентрацій. У цьому разі гальванічний елемент має назву концентраційного, а працює він на принципі зрівнювання концентрацій розчинів. Електрорушійна сила таких елементів звичайно невелика.

Приклад 3. Розрахуйте ЕРС гальванічного елемента, що складається з двох свинцевих пластин, занурених у розчини Pb(NO₃)₂ з концентраціями c₁= 0,001 і c₂= 0,1 моль/л. Опишіть роботу даного ГЕ.

Розв’язання. а) Обчислимо потенціали електродів за рівнянням Нернста: φ = φ^о _Pb²⁺_{/ Pb}^о + (0,059/2)· lg[Pb²⁺]. Тобто:

φ₁= φ^о _Pb²⁺_{/ Pb}^о + 0,059/2· lgc₁; φ₂=φ^о_Pb²⁺_{/ Pb}^о+ 0,059/2· lgc₂;

φ₁ = -0,13 + 0,059/2· lg10^-3 = -0,219В;

φ₂ = -0,13 + 0,059/2· lg10^-2 = -0,189В.

б) При порівнянні значень потенціалів бачимо, що електрод, занурений у розчин з меншою концентрацією іонів, має меншу величину електродного потенціалу (-0,219В),у даному ГЕ він виконує роль анода. Електрод, занурений у розчин з більшою концентрацією, що має більшу величину електродного потенціалу (-0,189В) –катод.Тобто, електрод, розміщений у більш розведеному розчині, розчиняється, і його іони переходять у розчин. Сам електрод при цьому заряджається негативно. На електроді, зануреному у більш концентрований розчин, осаджуються іони металу із розчину, і він заряджається позитивно. Отже, на обох електродах проходять процеси, що ведуть до зрівнювання концентрацій іонів у розчинах. Електрорушійна сила дорівнює:

Е = -0,189-(-0,219) = 0,030В.

Після визначення катода і анода, виходячи з приведених вище міркувань, можна значно спростити розрахунки:

Е = φ₂-φ₁ = φ^о _Pb²⁺_{/ Pb}^о + 0,059/2· lgc₂ - φ^о _Pb²⁺_{/ Pb}^о – 0,059/2· lgc₁. Або для концентраційного елемента:

Е = 0,059/2· lg(c₂/c₁)

З останньої формули випливає, що ЕРС концентраційного елемента пропорційна логарифму відношення іонних концентрацій електроліту в обох напівелементах.

в) Складаємо схему ГЕ і описуємо його роботу:

A(–) Pb | Pb(NO₃)₂ || Pb(NO₃)₂ | Pb (+)K

0,001 М 0,1М

А (–): Pb^о – 2ē  Pb²⁺

К (+): Pb²⁺+ 2ēPb^о

Рівняння струмоутворюючої ОВР, що лежить в основі роботи ГЕ: Pb²⁺ + Pb^о  Pb²⁺ + Pb^о

Pb(NO₃)₂ + Pb_(а)  Pb(NO₃)₂ + Pb_(к).

Корозія металів – процес самочинного хімічного руйнування металів під впливом навколишнього середовища. По механізму протікання розрізняють хімічну й електрохімічну корозії. Найбільш поширена корозія – електрохімічна: руйнування металів внаслідок електрохімічної взаємодії їх з корозійним середовищем (електролітом). Причиною електрохімічної корозії є утворення корозійних гальванопар, що обумовлює протікання процесу через анодні та катодні реакції на різних участках поверхні металу. При цьому завжди руйнується метал (на анодних участках) і відновлюється окисник (на катодних участках):

А: Me^о – nē  Meⁿ⁺.

K: Ox + nē  Red

Найчастіше при корозії в якості катодних процесів спостерігають відновлення кисню або катіонів водню:

K:O₂ + 2Н₂О + 4ē4ОН^-( рН7 )

K: 2Н⁺ + 2ē Н^о₂ (рН7)

Корозія за участю кисню має назву корозії з кисневою деполяризацією, а за участю іонів Н⁺- корозією з водневою деполяризацією. Основна різниця між електрохімічною корозією та процесами в ГЕ є відсутність зовнішнього кола, тобто електрони при корозії не виходять із металу, що кородує, а рухаються всередині нього. Необхідно відзначити, що метали високої чистоти корозійно стійкі. Однак будь-який технічний метал містить різні домішки, тому практично всі металеві вироби піддаються електрохімічній корозії. Зверніть увагу, що при корозії сталі у мікрогальванопарах, що виникають, роль катода виконують зерна цементиту Fe₃C,при корозії чавуна – графіт С.

Приклад 4. Проаналізуйте механізм корозії сталі у вологому повітрі.

Розв’язання. Сталь складається з дрібних кристаликів заліза і цементиту – карбіду залізаFe₃C. В цьому випадку анодні участки виникають на зернах заліза: φ(Fe²⁺/Fe^o)< <φ(Fe²⁺/Fe₃C), а катодні – на цементиті. У вологому повітрі окисником є молекулярний кисень:

А(Fe):Fe^о– 2ē Fe²⁺,2 2

K(Fe₃C):O₂ + 2Н₂О + 4ē4ОН^- 4 1

Схема мікрогальванічного елемента:

(A) Fe | Fe²⁺, ОН^- | O₂ | Fe₃C (K).

Сумарне іонно-молекулярне рівняння:

2Fe^о + O₂ + 2Н₂О  2Fe²⁺ + 4ОН^-.

У воді на поверхні заліза іони Fe²⁺ і ОН^- утворюють практично нерозчинний гідроксид: Fe²⁺ + 2ОН^- Fe(ОН)₂.

В результаті в молекулярному вигляді маємо:

2Fe + O₂ + 2Н₂О  2Fe(ОН)₂

Далі атмосферний кисень частково окиснює нестійкий гідроксид заліза (II) у більш стійкий Fe(OH)₃ бурого кольору:

4Fe(ОН)₂+O₂+ 2Н₂О 4Fe(ОН)₃.

Приклад 5. Складіть електронні рівняння анодного і катодного процесів, напишіть рівняння хімічної реакції, що протікає при корозії цинку в контакті з міддю у середовищі сірчаної кислоти.

Розв’язання. Зерна цинку як більш активного металу у порівнянні з міддю (φ_Zn²⁺_/Zn^o < φ_Cu²⁺_/Cu^o) виконують роль анодів, зерна міді – катодів. У кислому середовищі на катоді відновлюються іони Н⁺:

A(Zn): Zn^o - 2ē  Zn²⁺

К(Cu): 2Н⁺ + 2ē Н^о₂.

Сумарна реакція має вигляд: Zn^o + 2Н⁺  Zn²⁺ + Н^о₂.

Або : Zn^o + Н₂SO₄  ZnSO₄ + Н^о₂.

Захист металевих виробів від корозії полягає у збереженні властивостей металів та сплавів від впливу зовнішнього середовища. Для цього металеві вироби покривають шаром іншого металу. За характером захисної дії металеві покриття поділяють на катодні і анодні.

До катодних належать такі покриття, коли метал, яким покривають, має більш позитивний електродний потенціал, ніж метал, який захищають (покриття сталевих деталей оловом, нікелем, міддю). При порушенні цілісності катодного покриття воно не тільки перестає захищати метал від корозії, а навпаки, прискорює процес руйнування металу, який повинно захищати.

Якщо метал, який відіграє роль покриття поверхні основного металу, має більш негативний електродний потенціал, покриття називають анодним (цинкування). При порушення цілісності цинкового покриття залізо не буде руйнуватися доти, поки на його поверхні буде міститися цинк у будь-яких кількостях.

Приклад 6. Дві залізні пластинки, одна з яких покрита цинком, а інша – оловом, знаходяться у вологому повітрі. Яка з них буде швидше кородувати у разі порушення покриття? Складіть схеми анодного і катодного процесів. Які продукти корозії утворяться в цих випадках?

Розв’язання. Стандартний потенціал заліза менший за потенціал олова, але більший такого для цинку (φ^о_Zn²⁺_{/ Zn}^o < <φ^о_Fe²⁺_{/ Fe}^o< φ^о _Sn²⁺_{/ Sn}^o).Тому покриття оловом буде катодним (луджене залізо), а покриття цинком – анодним (оцинковане залізо). При порушенні покриття у вологому повітрі виникають такі гальванопари:

луджене залізо: (А)Zn | Zn²⁺, ОН^- |O₂ |Fe(К)

оцинковане залізо: (A) Fe | Fe²⁺, ОН^- | O₂ | Sn (K).

Процеси, що протікають при корозіїлудженого заліза:

А(Fe):Fe^о– 2ē Fe²⁺ 2 2

K(Sn):O₂ + 2Н₂О + 4ē4ОН^- 4 1

Продуктикорозії: Fe²⁺ +2ОН^-  Fe(ОН)_{2 ,}

4Fe(ОН)₂ +O₂ + 2Н₂О4Fe(ОН)₃.

Процеси, що протікають при корозіїоцинкованого заліза:

А(Zn):Zn– 2ēZn²⁺ 2 2

К(Fe):O₂ + 4ē+ 2Н₂О4ОН 4 1

Продукт корозії: Zn²⁺ +2ОН^-  Zn(ОН)₂.

ДОМАШНЄ ЗАВДАННЯ

1. Обчисліть електродні потенціали мідного електрода в 0,0001, 0,001, 0,01М розчинах сульфату міді.

Відповідь: 0,222В; 0,252В; 0,281В.

2. Складіть схеми двох гальванічних елементів в одному з яких Fe– анод, в другому – катод.Опишіть їхню роботу, розрахуйте електрорушійну силу за стандартних умов.

3. Опишіть роботу мідно-цинкового гальванічного елемента і розрахуйте його ЕРС при концентрації іонів цинку 0,1 моль/л, а іонів міді - 0,01моль/л . Відповідь: 1,07В.

4. Складіть схему гальванічного елемента, що складається з двох мідних електродів, один із яких занурений у 0,1М розчин СuSO₄, а другий – в 0,001М розчин цієї солі. Розрахуйте його електрорушійну силу. Як називаються гальванічні елементи такого типу? Відповідь: 0,059В.

5. Гальванічний елемент складається із стандартного цинкового електрода і хромового електрода, який занурений у розчин солі хрому(III). За якої концентрації іонів Cr³⁺ ЕРС цього елемента буде дорівнюватиме нулю?

Відповідь: 0,1 моль/л.

6. До анодного чи катодного покриття можна віднести залізо, покрите хромом, і залізо, покрите оловом? Як буде кородувати те й інше залізо у випадку порушення цілісності покриття в розведеній Н₂SO₄?

7. Приведіть схему корозії контактуючих цинку і кадмію у лужному середовищі. Які продукти корозії при цьому утворюються?

8. Обчисліть ЕРС гальванічного елемента, у якому електричний струм виникає у результаті реакції:

Fe + 2Ni(OH)₃  Fe(OH)₂ + 2Ni(OH)₂.

Складіть рівняння напівреакцій, що протікають на електродах.

Відповідь: 1,367 В.

9. Яким металом -Alчи Сd -вигідніше покривати залізо? Як буде кородувати залізо, покрите алюмінієм, і залізо, покрите кадмієм, у випадку порушення цілісності покриття у вологому повітрі?

10. Приведіть схему корозії чавуна у вологому повітрі й у кислому середовищі (HCl).