Материал: Lektsia_Elektroliz_i_korrozia

Внимание! После изучения лекции необходимо выслать через систему сдо ответы на вопросы

1. Условия протекания коррозии

2. Виды защитных покрытий от коррозии

3. Смысл закона Фарадея. Лекция Электролиз и коррозия металлов

Коррозия металлов. Виды коррозии. Защита от коррозии.

Примером реакций, происходящих на границе раздела фаз, на поверхности раздела фаз является коррозия металла. Коррозия – это процесс разрушения металла под химическим воздействием соприкасающейся с ним среды. Происходит на поверхности раздела фаз. Различают эрозию – это разрушение поверхности под влиянием механического воздействия (струи воды, несущей крупинки песка, выветривание, крошение, испарение и т.п.).

Виды коррозии: равномерная, пятнами, точечная, питтинг, межкристаллическая, межкристаллитная, растрескивающаяся, селективная.

Коррозия – это окислительно восстановительный процесс, может протекать в газах, в воздухе, в воде, в органических растворителях и в растворах электролитов. Различают – химическую и электрохимическую коррозию. Масштабы потерь от коррозии миллиардные.

Химическая коррозия протекает при действии на них окислителей – неэлектролитов. Химическую коррозию иногда называют газовой или высокотемпературной. Металл покрывается слоем продуктов своего окисления – чаще всего пленкой оксида или гидроксида. Оксидная пленка иногда препятствует дальнейшему окислению.

Оксидные слои железа и не образуют сплошной пленки и не предохраняют Fe от дальнейшего ржавления, а оксидная пленка Al прекращает коррозию, характеризуется сплошностью. 65% влажности считается критической относительной влажностью. При этой t˚ интенсивность ржавления очень высока, ржавчина энергично притягивает и удерживает влагу. Сначала оранжево – желтая ржавчина имеет структуру геля, но постепенно образуется кристаллический оксид – гидроксид и . Окисление металла на воздухе интенсифицируется при наличии , галогенов, паров и кислот, а также присутствия пыли.

Образующиеся при этом соли и гидроксиды (сульфаты, карбонаты), которые разлагаются и образуют вторичные оксиды.

Электрохимическая коррозия. Разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока называется электрохимической коррозией. Практически любой металл имеет примеси других металлов и образует в среде электролита большое число микро гальванических элементов. Если два металла соединить вне раствора проводником и поместить в раствор, содержащий их ионы, то более активный металл будет корродировать. Причиной электрохимических металлов в первую очередь может быть . При ~7 электродный потенциал ионов составляет и, следовательно, вода способна окислять металлы, у которых электродный потенциал меньше 0,41. Рассмотрим пластинку с включением . В растворе . - является анодом (), а – катодом ().

Основные методы защиты от коррозии. Избежать полностью коррозию невозможно, но резко уменьшить её и свести к минимуму вполне осуществимо.

1. Изоляция Me от коррозийной среды.

Создается защитная пленка на поверхности. Например, покрывается металл другим металлом. ( и др. не корродирующим). Такие покрытия называются анодными, если они изготовлены из металла с более (–) потенциалом, и катодными, если они состоят из с более (+) потенциалом. Можно создать неметаллические покрытия (каучук, пластмассы), лаки, олифа, известки, методы оксидирования (покрытие и т.д.), фосфатирование , применяются лакокрасочные материалы.

2. Электрохимические методы защиты.

Протекторная – это защита с использованием специального анода – протектора (например, старые железные детали) с более (–) Е, чем Е у металла защищаемой конструкцией. Протектор будет разрушаться и предохранять тем самым конструкцию.

Электрозащита – это защита с использованием внешнего источника тока.

3. Ингибиторы коррозии.

Вещества, способные при незначительных добавках уменьшать коррозию называются ингибиторами или замедлителями. Анодные замедлители (, фосфаты, силикаты, хроматы, нитраты и т.п.). Катодные (соли магния, Zn, Ni и др.). Факторы, определяющие концентрацию ингибитора – это рН, природа металла, t˚, скорость движения среды и т.д. Из органических веществ это уротропин, тиомочевина и т.п.).

Электролиз расплавов и растворов. Законы Фарадея.

Электролиз – это окислительно – восстановительное разложение вещества под действием приложенной к нему разности потенциалов. На аноде происходит окисление, на катоде – восстановление. Многие металлы получаются электролизом из их солей. Процессы электроосаждения разделяются на 2 группы: процессы гальванопластики (открыты Якоби в 1837 году) и гальваностегии.

Гальваностегия – это осаждение на поверхность металла другого металла для защиты от коррозии, для сцепления и т.д.

Гальванопластика – это осаждение Ме на неметаллическую поверхность катода (гипс, графит). Электролиз проводится из растворов или расплавов.

расплав

складываем уравнение:

Эта реакция протекает не самопроизвольно. Энергия, необходимая для осуществления поступает от внешнего тока, а в гальваническом элементе энергия самопроизвольно протекающей в нём химической реакции превращается в электрическую энергию.

Электролиз растворов.

При рассмотрении водных растворов электролиз протекает с учетом продуктов диссоциации воды.

Какие процессы будут проходить у катода или анода зависит от элект. потенциалов электрохимических систем.

Катодные процессы

Катодное восстановление приводит к выделению элементов в свободном виде, учитывая величину потенциала процесса восстановления ионов водорода.

если , то на катоде будет выделяться металл и наоборот.

На катоде будет выделяться водород, если идет электролиз солей металлов от Li до Al.

Анодные процессы

Материал анода при электролизе может окисляться, поэтому разделяют электролиз с инертным анодом и активным.

Инертным называется анод, материал которого не окисляется (уголь, платина, графит).

Активным называется анод, материал которого окисляется.

(на аноде)

По активности к окислению на аноде отрицательные ионы могут быть расположены:

Активный анод:

Электрохимическое рафинирование меди.

Анод – это пластина черной меди, подлежащей очистке, катод – химически чистая медь. Электролит – водный раствор .

Количественно электролиз описывается двумя законами Фарадея:

1. Масса выделяющегося на электроде вещества пропорциональна количеству электричества, протекшего через электролизер.

J – ток, t – время протекания. Q = Jt – количество электричества, протекшего через электролизер.

k – коэффициент пропорциональности (зависит от системы единиц).

2. Для выделения на электроде 1г – экв любого вещества необходимо затратить одно и тоже количество электричества, равное числу Фарадея:

,

т.к.

4. Окислительно-восстановительные реакции. Основные определения.

Окислительно-восстановительные реакции играют огромную роль в природе и технике. Без этих реакций невозможна жизнь, потому что дыхание, обмен веществ, синтез растениями клетчатки из углекислого газа и воды – все это окислительно-восстановительные процессы.

В технике с помощью реакций этого типа получают такие важные вещества как аммиак (NH₃), серную (H₂SO₄) и соляную (HCl) кислоты и многие другие продукты. Вся металлургия основана на восстановлении металлов из их соединений – руд. Большинство химических реакций – окислительно-восстановительные.

Приведем важнейшие определения, связанные с окислительно-восстановительными реакциями. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Окислителями называются вещества, присоединяющие электроны. Во время реакции они восстанавливаются.

Восстановителями называются вещества, отдающие электроны. Во время реакции они окисляются.

Поскольку окислитель присоединяет электроны, степень окисления его атомов может только уменьшаться. Наоборот, восстановитель теряет электроны и степень окисления его атомов должна повышаться.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окислением.

Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Количественно окислительно-восстановительные свойства простых веществ характеризуются, как уже отмечалось, сродством их атомов к электрону и энергией ионизации.

Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов и ионов непосредственно связаны с положением элементов в периодической системе Д.И. Менделеева. Атомы и ионы могут обладать только восстановительными, окислительно-восстановительными, только окислительными свойствами.

Восстановители: а) нейтральные атомы, имеющие в наружном слое от 1 до 3 электронов и способные их только отдавать; б) элементарные отрицательно заряженные ионы неметаллов (F^-, Cl^-, Br^-, J^-, S^2-).

Окислители-восстановители: а) атомы элементов, имеющие в наружной оболочке от 4 до 7 электронов; эти элементы могут, принимая электроны, проявлять окислительные свойства, а отдавая их (кроме фтора), проявлять восстановительные свойства; б) элементарные положительно заряженные ионы, принимая электроны, реагируют как окислители, а в случае возможности перехода в более высокую степень окисления, связанную с отдачей электронов, проявляют восстановительные свойства; в) отрицательно заряженные ионы с промежуточной степенью окисления центрального атома.

Окислители: а) свободные молекулы элементов, способные только присоединять электроны (F₂, O₂); б) положительно заряженные элементарные ионы с максимальной степенью окисления (Cu²⁺, Sn⁴⁺); в) сложные отрицательно заряженные ионы с максимальной степенью окисления центрального атома (MnO₄^-, NO₃^-, CrO₄^2-).

Окислительным эквивалентом называется количество окислителя, соответствующее одному присоединенному электрону, а восстановительныи эквивалентом – количество восстановителя, отвечающее одному отданному электрону. Чтобы найти молярную массу окислительно-восстановительного эквивалента, нужно молярную массу вещества разделить на число принятых или отданных электронов.

Если каждый атом окислителя может принять иное количество электронов, чем отдает атом восстановителя, то необходимо так подобрать количество атомов того и другого реагента, чтобы количество отдаваемых и принимаемых электронов стало одинаковым. Это требование положено в основу метода электронного баланса, с помощью которого уравнивают уравнения окислительно-восстановительных реакций. Рассмотрим этот метод.

Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом: