Материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления пользователям Интернета и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав.
© 2018 - 2024
161.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, в основе которого лежит реакция:
Zn + Pb(NO3 )2 → Pb + Zn(NO3)2.
162.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, образованного стандартными электродами свинца и железа.
163.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из кадмиевой пластинки, опущенной в раствор его соли с концентрацией 0.1 моль/л и стандартного никелевого электрода.
164.Что такое концентрационный гальванический элемент? Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из никелевых электродов, опущенных в 0.01 и 0.1-молярные растворы Ni(NO3)2.
165.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластины никеля, опущенной в 0.1 М раствор Ni(NO3)2 и стандартного водородного электрода.
166.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый в 0.01 н, а второй в 0.1 н растворы нитрата серебра.
167.Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция:
Ni + Pb(NO3 )2 → Pb + Ni(NO3)2.
Вычислите ЭДС этого элемента, если [Ni2+]=0.01 моль/л, а [Pb2+]=0.01 моль/л.
168.Вычислите ЭДС гальванического элемента Cu|Cu(NO3)2(0,01 Н)||CuCl2(0,1 Н)|Cu. Напишите уравнения электродных процессов.
169.Вычислите ЭДС и составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является анодом, а в другом – катодом.
170.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, в основе которого лежит реакция:
Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2.
171.Вычислите ЭДС гальванического элемента (Pt)H2|HNO3(0,1 M)||H2SO4 (0,01 M)|H2(Pt). Напишите уравнения электродных процессов.
172.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС медно-кадмиевого гальванического элемента, образованного стандартными электродами.
173.Чему равна ЭДС гальванического элемента, составленного из водородных электродов, погруженных в 0.1 и 0.01-нормальные растворы азотной кислоты при 25 0С?
174.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и цинковых пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией 0.01 моль/л.
175.Составьте схему, вычислите ЭДС магний-никелевого гальванического элемента, составленного из стандартных электродов. Напишите уравнения электродных процессов.
176.Вычислите ЭДС, составьте схему свинцово-никелевого гальванического элемента, если [Ni2+] = 0.01 моль /л, [Pb2+] = 0.001 моль/л?
177.Вычислите ЭДС и составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых кадмий является анодом, а в другом – катодом.
178.Составьте схему, вычислите ЭДС медно-никелевого гальванического элемента, составленного из стандартных электродов. Напишите уравнения электродных процессов.
179.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов, вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластины кобальта, опущенной в 0.1 М раствор нитрата кобальта и стандартного водородного электрода.
180.Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из магниевой и свинцовой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией 0.01 моль/л.
Коррозия металлов
Коррозия – это самопроизвольное окисление металла в результате взаимодействия с окружающей средой. Коррозия возникает в результате окисления металла кислородом воздуха, водородом, водой или другим металлом. Тема коррозии имеет довольно большой практический аспект, так как встречается практически во всех сферах, где имеет место металлическое изделие: от заборов и опор мостов до корпусов кораблей и автомобилей.
Интересным случаем является коррозия сплавов во влажной среде или при непосредственно контакте с жидкостями (растворы солей, кислот, щелочей).
Тогда образуется гальваническая пара (локальный гальванический элемент) и возникает электрохимическая коррозия.
Наиболее распространенными окислителями (деполяризаторами) являются молекулы растворенного в воде кислорода (О2), сами молекулы воды (Н2О) и катионы водорода (Н+). Как правило, в коррозионной среде присутствуют все три деполяризатора. Какой из них будет определять протекание катодного процесса, зависит от соотношения их концентраций, что обусловлено реакцией среды (кислая, нейтральная, щелочная).
Для анализа покрытия, расчета коррозионной защиты и определения, какой материал окисляется в первую очередь, рассматривают работу гальванической пары.
1. Составляют схему гальванической пары:
Me1 | среда | Me2.
2. Выписывают стандартные потенциалы металлов и окислителей коррозионной среды (Приложение 5), определяют восстановитель (меньший потенциал), окислитель (больший потенциал).
3. Записывают уравнения процессов окисления и восстановления и суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при электрохимической коррозии.
4. Указывают направление движения электронов.
Пример 1. Окисление железа во влажной среде. Окислитель – кислород. Результат – образование ржавчины Fe(OH)3.
4Fe+ 6Н2О + ЗО2 → 4Fe(OH)3
Пример 2. Напишите уравнения электродных процессов коррозии пары алюминий – олово с кислородной деполяризацией
Для того чтобы понять, какой элемент будет восстановителем и какой окислителем, нужно посмотреть на электрохимический ряд напряжений металлов. Для нас важно, что правый элемент будет окислять левый, или более электроположительный элемент окисляет более электроотрицательный. Так алюминий стоит левее олова (Приложение 6). По условию в процессе коррозии могут участвовать алюминий, олово и кислород, выпишем уравнения электродных процессов для каждого элемента и сравним потенциалы этих реакций.
Al3++3e‑→Al0; φ= ‑ 1,6 В;
Sn2++2e‑→Sn0; φ= ‑ 0,14В.
O2 + 2H2O + 4e‑ → 4OH‑; φ= 0,4В.
Очевидно, что на аноде будет происходить окисление алюминия. Поскольку в задаче речь идет о кислородной деполяризации, то на катоде будет происходить восстановление кислорода. Тогда можно записать следующие реакции:
Анодный процесс: Al0 – 3e‑ → Al3+;
Катодный процесс: O2 + 2H2O + 4e‑ → 4OH‑.
Так как ионы Al3+ с гидроксид-ионами ОН‑ образуют нерастворимый гидроксид (см. таблицу растворимости ‑ Приложение 3), то продуктом коррозии будет Al(OH)3.
Для защиты изделий от коррозии по механизму защиты различают анодные и катодные металлические покрытия. Металл анодных покрытий имеет электродный потенциал более отрицательный, чем потенциал защищаемого металла (железо, покрытое цинком). Соответственно, металл катодных покрытий имеет электродный потенциал более положительный, чем потенциал защищаемого металла (железо, покрытое медью.)
В обоих случаях образуется гальваническая пара или гальванический элемент:
Анодное покрытие: (‑) А Zn|Zn2+||Fe2+|Fe К (+)
Катодное покрытие: (‑) А Fe|Fe2+||Cu2+|Cu К (+)
В первом случае железо является катодом и принимает электроны, а значит, конструкция будет устойчива, пока сохраняется какое-либо количество цинка. Во втором же случае железо будет расходоваться в первую очередь, так как медь оттягивает электроны. Здесь важна целостность покрытия.
Пример 3. Железное изделие покрыли свинцом. Что происходит при коррозии этого изделия в морской воде? Напишите уравнения электродных процессов.
Сравним потенциалы желез и свинца (см. Приложение табл №):
Fe2++2e‑→Fe0; φ= ‑0,44 В.
Pb2++2e‑→Pb0; φ= ‑0,12 В.
В состав морской воды входят соли щелочных и щелочноземельных металлов (K+, Na+, Mg2+, Ca2+, Cl‑, SO42‑), которые не могут окислить железо или свинец. Окислителем будет выступать кислород воздуха или кислород, растворенный в воде.
O2 + 2H2O + 4e‑ → 4OH‑; φ= 0,4В.
Очевидно, что на аноде будет происходить окисление железа. Поскольку задача аналогична предыдущему примеру, а речь идет о кислородной деполяризации, то на катоде будет происходить восстановление кислорода. Тогда можно записать следующие реакции:
Анодный процесс: Fe0 – 2e‑ → Fe2+;
Катодный процесс: O2 + 2H2O + 4e‑ → 4OH‑.
Продуктами коррозии будут хлорид и сульфат железа (FeCl2, FeSO4).
Особенность влияния морской воды заключается в том, что хлорид-ионы (Cl‑) снимают пассивирующую оксидную пленку с изделий и ускоряют коррозию.
Пример 4. Коррозия в разных средах. Железное изделие покрыли хромом. Что происходит при коррозии этого изделия в щелочной среде? Напишите уравнения электродных процессов.
Сравним потенциалы желез и хрома (Приложение 5):
Fe2++2e‑→Fe0; φ= ‑0,44 В.
Cr3++3e‑→Cr0; φ= ‑0,74 В.
В аэрированной (насыщенной кислородом) нейтральной и щелочной среде (рН>7) деполяризация протекает с участием кислорода и воды (Приложение 5):
О2 + 2Н2О + 4е‑ → 4ОН‑, φ= 0,4 В.
В деаэрированной (освобожденной от кислорода) нейтральной и щелочной среде (рН>7) деполяризация протекает с участием воды (Приложение 5):
2Н2О + 2е‑ → Н2 ↑ +2ОН‑, φ= ‑0,83 В.
Определим, насыщенная ли кислородом среда, и выберем катодный процесс из возможных:
O2 + 2H2O + 4e‑ → 4OH‑; φ= 0,4В.
Теперь сравним потенциалы реакций и определим анодный и катодный процессы:
Анодный процесс: Cr0 → Cr3++3e‑;
Катодный процесс: O2 + 2H2O + 4e‑ → 4OH‑.
В избытке гидроксид-ионов (OH‑) будет образовываться нерастворимый гидроксид хрома (Cr(OH)3).
Пример 5. Коррозия в разных средах. Железное изделие покрыли хромом. Что происходит при коррозии этого изделия в кислой среде? Напишите уравнения электродных процессов.
Сравним потенциалы желез и хрома (Приложение 5):
Fe2++2e‑→Fe0; φ= ‑0,44 В.
Cr3++3e‑→Cr0; φ= ‑0,74 В.
Подберем уравнение восстановления кислорода для кислой среды (Приложение 5)
O20+ 4H+ + 4e‑ → 2H2O; φ= +1,23 В.
Кроме того, может также восстанавливаться водород:
2H+ + 2e‑ → H20; φ= 0,00 В.
Теперь сравним потенциалы реакций, определим реакцию среды по условиям эксплуатации изделия и определим анодный и катодный процессы. Допустим, что изделие находится открытой зоне и при избытке кислорода. Самый отрицательный потенциал у хрома, а самый положительный у кислорода:
Анодный процесс: Cr0 → Cr3++3e‑;
Катодный процесс: O20+ 4H+ + 4e‑ → 2H2O ‑.
| Среда | Кислая, pH<7 | Щелочная, нейтральная. pH≥7 |
| Насыщенная кислородом | O20+ 4H+ + 4e‑ → 2H2O; φ= +1,23 В. | О2 + 2Н2О + 4е‑ → 4ОН‑; φ= 0,4 В. |
| Освобожденная от кислорода | 2H+ + 2e‑ → H20; φ= 0,00 В. | 2Н2О + 2е‑ → Н2 ↑ +2ОН‑; φ= ‑0,83 В. |
Блок №10.
181.Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного покрытия железа. Что произойдет при нарушении защитного покрытия в растворе щелочи?
182.Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной деполяризацией при коррозии пары никель – медь.
183.В раствор соляной кислоты поместили цинковую пластинку, частично покрытую медью. Напишите уравнения электродных процессов.
184.Железное изделие покрыто хромом. Как будет корродировать это изделие при нарушении покрытия во влажном воздухе?
185.Какой металл целесообразнее взять для протекторной защиты трубопровода, изготовленного из железа: никель, хром, цинк, олово? Напишите уравнения электродных процессов.
186.Как происходит атмосферная коррозия луженой меди при нарушении защитного покрытия? Напишите уравнения электродных процессов.
187.Выберите металлы для анодного покрытия кобальта: цинк, медь, олово, никель.
188.Приведите пример протекторной защиты железа от коррозии в электролите, содержащем растворенный кислород.
189.Железное изделие покрыли кадмием. Что происходит при коррозии этого изделия в морской воде? Напишите уравнения электродных процессов.
190.Как происходит коррозия хрома, находящегося в контакте с оловом в кислом растворе? Напишите уравнения электродных процессов.
191.Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с водородной деполяризацией при коррозии пары магний – хром.
192.В раствор щелочи поместили пластинку никеля, частично покрытую кадмием. Напишите уравнения электродных процессов.
193.Железное изделие покрыли свинцом. Что происходит при коррозии этого изделия в растворе щелочи? Напишите уравнения электродных процессов.
194.Какой металл целесообразней взять для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: цинк, медь, магний, хром? Напишите уравнения электродных процессов.
195.Выберите металлы для катодного покрытия кадмия: магний, никель, хром, цинк, железо? Что произойдет при нарушении защитного покрытия в щелочной среде? Напишите уравнения электродных процессов.
196.Назовите несколько металлов, которые могут служить для катодного покрытия железа. Что произойдет при нарушении защитного покрытия в кислой среде?
197.Напишите уравнения электродных процессов коррозии пары алюминий – никель с кислородной деполяризацией.
198.Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном растворе? Напишите уравнения электродных процессов.
199.Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с водородной деполяризацией при коррозии пары магний – хром.
200.Какой металл целесообразней взять для протекторной защиты от коррозии железа: никель, цинк, магний, хром? Напишите уравнения электродных процессов.
Электролиз
Электролиз – это окислительно‑восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электролиз сегодня широко применяется для очистки металлов, нанесения покрытий и изготовления изделий. Во время электролиза происходит превращения электрической энергии в химическую.
На практике имеет значение правильная сборка схемы и подбор материала электродов. Важно помнить, что на аноде происходит окисление, на катоде ‑ восстановление. В зависимости от состава электролита и материала электрода, на электродах будут происходить разные процессы. Электроды могут участвовать в процессе и расходоваться или же не участвовать (инертные электроды).
Результирующую электрохимических потенциалов при электролизе называют поляризацией. Ее можно определить аналогично ЭДС, то есть:
E= φкатода ‑ φанода
или же, если реакции электродные процессы записаны в прямом направлении:
E= φкатодного процесса + φанодного процесса
Пример 1. Электролиз расплава хлорида натрия. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе раствора хлорида натрия и расплава хлорида натрия. Электроды инертны.
В расплаве присутствуют только ионы натрия (Na+) и хлора (Cl‑). Тогда справедливо будет записать анодный и катодный процессы так:
(А): Cl−‑2e‑→Cl20↑, φ= ‑1,36 В.
(К): Na++e‑→Na0↓, φ= ‑2,71 В.
Обе реакции записаны в прямом направлении, тогда можно определить напряжение электролиза:
E= φкатодного процесса + φанодного процесса= ‑2,71+(‑1,36)= ‑4,07 В.
Пример 2. Электролиз расплава хлорида натрия.
В растворе хлорида натрия присутствуют следующие ионы: Na+, Cl‑, H+, OH‑. Поэтому на электродах могут происходить параллельные реакции:
(А): Cl−‑2e‑→Cl20↑, φ= ‑1,36 В.
4OH‑→ O20↑ + 2H2O + 4e‑, φ= ‑0,4 В.
(К): Na++e‑→Na0↓, φ= ‑2,71 В.
2H+ + 2e‑ = H20↑, φ= 0,00 В.
2H2O + 2e‑ = H20↑ + 2OH‑, φ= 0,83 В.
Все реакции записаны в прямом направлении. Первыми на электродах начнутся те реакции, чьи потенциалы больше ( ‑0,4 В > ‑1,36 В; 0,83 >0,00 > ‑2,71 В)
(А): 4OH‑→ O20↑ + 2H2O + 4e‑, φ= ‑0,4 В.
(К): 2H2O + 2e‑ = H20↑ + 2OH‑, φ= 0,83 В.
Определим напряжение электролиза:
E= φкатодного процесса + φанодного процесса= ‑0,4+(0,83)= 0,43 В.
Пример 3. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе раствора нитрат никеля с угольными электродами; с никелевым анодом.
В растворе нитрата никеля присутствуют следующие ионы: Ni+, NO3‑, H+, OH‑. Поэтому на электродах могут происходить параллельные реакции.
При условии угольных электродов могут происходить следующие электродные реакции:
(А): 4OH‑→ O20↑ + 2H2O + 4e‑, φ= ‑0,4 В.
(К): Ni2++2e‑→Ni0↓, φ= ‑0,25 В.
2H+ + 2e‑ = H20↑, φ= 0,00 В.
2H2O + 2e‑ = H20↑ + 2OH‑, φ= 0,83 В.
Все реакции записаны в прямом направлении. Первыми на электродах начнутся те реакции, чьи потенциалы больше (0,83 >0,00 > ‑0,25 В).
(А): 4OH‑→ O20↑ + 2H2O + 4e‑, φ= ‑0,4 В.
(К): 2H2O + 2e‑ = H20↑ + 2OH‑, φ= 0,83 В.
Определим напряжение электролиза:
E= φкатодного процесса + φанодного процесса= ‑0,4+(0,83)= 0,43 В.
При условии никелевого анода могут происходить следующие электродные реакции:
(А): 4OH‑→ O20↑ + 2H2O + 4e‑, φ= ‑0,4 В.
Ni0→ Ni2++2e‑, φ= 0,25 В.
(К): Ni2++2e‑→Ni0↓, φ= ‑0,25 В.
2H+ + 2e‑ = H20↑, φ= 0,00 В.
2H2O + 2e‑ = H20↑ + 2OH‑, φ= 0,83 В.
Все реакции записаны в прямом направлении. Первыми на электродах начнутся те реакции, чьи потенциалы больше (0,25 > ‑0,4 В; 0,83 >0,00 > ‑0,25 В)
(А): Ni0→ Ni2++2e‑, φ= 0,25 В.
(К): 2H2O + 2e‑ = H20↑ + 2OH‑, φ= 0,83 В.
Определим напряжение электролиза:
E= φкатодного процесса + φанодного процесса= 0,25+0,83= 1,08 В.
Дата: 2018-12-28, просмотров: 392.