11.2. Гальванічні елементи. Корозія металів

Електрохімія вивчає процеси перетворення хімічної енергії в електричну і навпаки.

Електрохімія розглядає виникнення електричного потенціалу на межі поділу двох фаз метал – розчин, утворення електрорушійної сили (ЕРС) у гальванічних елементах, а також явище електролізу.

Гальванічний елемент – це прилад, в якому енергія окислювально-відновної реакції перетворюється безпосередньо в електричну. Прикладом може бути гальванічний мідно-цинковий елемент (елемент Якобі–Даніеля),

(-)ZnZnSO₄CuSO₄Cu (+)

Двома вертикальними рисками позначено межу поділу розчинів обох солей.

Рис.11.3. Схема мідно-цинкового гальванічного елемента

У цьому елементі цинковий електрод є анодом, а мідний – катодом. На аноді відбувається окислення (Zn - 2е^-=Zn²⁺), на катоді – відновлення (Cu²⁺+2е^-=Cu). Сумарна реакція Zn+Cu²⁺=Zn²⁺+Cu є джерелом електричного струму.

Електрорушійну силу (ЕРС) гальванічного елемента визначають як різницю електродних потенціалів. При цьому від потенціалу катода віднімають потенціал анода:

ЕРС=E_катода-E_анода (11.3)

Приклад 2. Обчислити ЕРС гальванічного елемента Якобі-Даніеля, якщо концентрація розчину ZnSO₄ - 0,1 моль/л, а розчину CuSO₄ - 2 моль/л.

Розв’язання. Знаходимо потенціал мідного електрода (катода):

В.

Знаходимо потенціал цинкового електрода (анода):

В; В.

Знаходимо ЕРС елемента:

ЕРС=0,35 - (-0,79)=1,14 В.

Гальванічний елемент, що складається із двох однакових електродів, занурених у розчин однорідної солі різних концентрацій, називається концентраційним елементом.

(-)AgAgNO₃AgNO₃Ag (+)

C₂ C₁

У концентраційних елементах катодом є електрод, що має більшу концентрацію солі C₁, анодом – електрод з меншою концентрацією солі C₂.

ЕРС таких елементів обчислюють за рівнянням:

(11.4)

До окислювально-відновних відносять гальванічні елементи, в яких реакція окислення або відновлення проходить у розчині без участі матеріалу електрода, останній служить лише провідником електронів. Прикладом окислювально-відновного електрода може бути платина, занурена в розчин солей FeCl₂ і FeCl₃. Якщо такий електрод з’єднати з будь-яким іншим у замкнутий елемент, то в ньому проходитиме реакція окислення-відновлення.

Fe³⁺+e^-=Fe²⁺

Потенціал такого електрода обчислюють за формулою:

(11.5)

де [oxyd], [red] - концентрація відповідно окисленої і відновленої форми.

Катод – це електрод, на якому відбуваються відновні процеси. Анод – це електрод, на якому проходять окислювальні процеси. У гальванічних елементах катод має позитивний знак /+/; анод – негативний /-/. При електролізі катод негативний, анод – позитивний.

У гальванічних елементах електродний потенціал катода завжди більший, ніж анода.

Приклад 3. Визначити катод і анод для таких двох металів: а)цинк – срібло; б) цинк – магній. Привести схеми цих елементів.

Розв’язання. а) В; В. Отже цинковий електрод – анод, срібний – катод.

б) В; В. Таким чином, цинковий електрод буде катодом, а магнієвий – анодом.

Схеми таких елементів:

а) (-) Zn Zn²⁺ Ag⁺ Ag (+)

б) (-) MgMg²⁺Zn²⁺Zn (+)

Корозія – це процес руйнування металу внаслідок хімічної або електрохімічної взаємодії його з навколишнім середовищем: повітрям, водою, газами, розчинами кислот, лугів і солей.

Розрізняють хімічну й електрохімічну корозії. В основі хімічної корозії лежать звичайні хімічні реакції утворення оксидів і солей у середовищах, що не проводять електричного струму (гази при високих температурах, нафтопродукти, мастила, продукти термічної деструкції полімерів).

Електрохімічна корозія виникає в системах, що проводять електричний струм у тих випадках, коли самовільно утворюються гальванічні елементи. Прикладом електрохімічної корозії є корозія чавуну і сталі у вологому середовищі: залізо іржавіє тому, що утворюються гальванічні елементи, в яких катодами є ділянки карбіду заліза Fe₃C:

(-) Fe H₂O, O₂ Fe₃C (+)

На анодних ділянках окислюється залізо:

Fe – 2e^-= Fe²⁺

На катодних - відбувається відновлення:

2H₂O+O₂+4e^-=4OH^-

Внаслідок вторинних процесів:

Fe²⁺+2OH^-=Fe(OH)₂

4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃

Fe(OH)₃=H₂O+FeO(OH)

утворюється іржа – суміш нерозчинних продуктів - гідроксидів Fe(OH)₂, Fe(OH)₃ і оксигідроксидів заліза FeO(OH).

Приклад 4. Написати схеми гальванічних елементів, що утворюються при контактній корозії заліза, покритого цинком, і заліза, покритого оловом.

Розв’язання. У першому випадку утворюється гальванічний елемент

(-) Zn H₂O, O₂ Fe (+)

в результаті роботи якого руйнується цинк на анодних ділянках:

Zn – 2e^-= Zn²⁺

На катодних ділянках утворюються гідроксид-іони:

2H₂O+O₂+4e^-=4OH^-

Утворення гідроксиду цинку – вторинний процес

Zn²⁺+2OH^-=Zn(OH)₂

У другому випадку виникає гальванічний елемент:

(-) Fe H₂O, O₂Sn (+)

в результаті роботи якого руйнується залізо на анодних ділянках:

Fe – 2e^-= Fe²⁺

На катодних ділянках утворюються гідроксид-іони, а потім бура іржа

Fe²⁺+2OH^-=Fe(OH)₂

4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃

У першому випадку цинк окислюється і захищає залізо від корозії (анодний захист); у другому випадку олово захищає залізо, якщо на поверхні заліза утворюється суцільна без тріщин олов’яна плівка (катодний захист).

Присутність іонів H⁺, Cl^-, Br^-, I^-, CN^-, помітно збільшує швидкість корозії.

Температура досить сильно впливає на швидкість корозії. Як правило, з підвищенням температури швидкість корозії збільшується.

Присутність карбонатів, фосфатів і хроматів сповільнює корозію.

Велике значення у процесах корозії має склад і мікроструктура металу (чим метал однорідніший, тим корозійна стійкість вища).

Для зменшення корозії застосовують різні методи: 1) обробляють навколишнє середовище з метою усунення речовин, які викликають корозію; 2) замінюють повітря (О₂) на гелій або інший інертний газ, чи просто створюють вакуум; 3) додають різні інгібітори корозії; 4)створюють захисні плівки (оксидні, масляні, металічні або лакові); 5)вводять у метал компоненти, що підвищують його корозійну стійкість; 6) застосовують протекторний або катодний захист.