Характеристика вагонов 81-717(714) 9 страница

100. Ряд напряжений металлов. Если из всего ряда стандарт­ных электродных потенциалов выделить только те электродные процессы, которые отвечают общему уравнению

М^г+ + ze~ = М

то получим ряд напряжений металлов. В этот ряд всегда помешают, кроме металлов, также водород, что позволяет видеть,

какие металлы способны вытеснять водород из водных раствороз кислот. Ряд напряжений для важнейших металлов приведен в табл. 19. Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях. Ионы металлов являются окислителями, а металлы в виде про­стых веществ — восстановителями. При этом, чем дальше распо­ложен металл в ряду напряжений, тем более сильным окислителем в водном растворе являются его ионы, и наоборот, чем ближе металл к началу ряда, тем более сильные восстановительные свой­ства проявляет простое вещество — металл. Потенциал электродного процесса

2Н⁺ + 2е~ = Н,

в нейтральной среде (рН=7) равен —0,059-7 = —0,41 В (см. стр. 273). Активные металлы начала ряда, имеющие потенциал, значительно более отрицательный, чем —0,41 В, вытесняют водо­род из воды. Магний вытесняет водород только из горячей воды. Металлы, расположенные между магнием и кадмием, обычно не вытесняют водород из воды. На поверхности этих металлов обра­зуются оксидные пленки, обладающие защитным действием *.

Металлы, расположенные между магнием и водородом, вытес­няют водород из растворов кислот. При этом на поверхности не­которых металлов также образуются защитные пленки, тормозящие реакцию. Так, оксидная пленка на алюминии делает этот ме­талл стойким не только в воде, но и в растворах некоторых кис­лот. Свинец не растворяется в серной кислоте при ее концентрации ниже 80%, так как образующаяся при взаимодействии свинца с серной кислотой соль PbSO,} нерастворима и создает на поверх­ности металла защитную пленку. Явление глубокого торможения окисления металла, обусловленное наличием на его поверхности защитных оксидных или солевых пленок, называется пассив­ностью, а состояние металла при этом — пассивным состоя­нием.

* Потенциалы металлов в воде, конечно, отличны от их потенциалов в стан­дартных условиях; в большинстве случаев они имеют более отрицательное зна­чение. Но, как правило, это не сказывается на правильности выводов о способ­ности металлов вытеснять водород из воды.

Металлы способны вытеснять друг друга из растворов солей. Направление реакции определяется при этом их взаимным поло­жением в ряду напряжений. Рассматривая конкретные случаи та­ких реакций, следует помнить, что активные металлы вытесняют водород не только из воды, но и из любого водного раствора. По­этому взаимное вытеснение металлов из растворов их солей прак­тически происходит лишь в случае металлов, расположенных в ряду после магния.

130. Ряд напряжений металлов

Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучал Бекетов *. В результате своих работ он расположил металлы по их химической активности в «вытеснитель* ный ряд», являющийся прототипом ряда напряжений металлов.

Взаимное положение некоторых металлов в ряду напряжений и в периодической системе на первый взгляд не соответствует друг, другу. Например, согласно положению в периодической системе химическая активность калия должна быть больше, чем натрия, а натрия — больше, чем лития. В ряду же напряжений наиболее активным оказывается литий, а калий занимает среднее положе­ние между литием и натрием. Цинк и медь по их положению в пе­риодической системе должны иметь приблизительно равную хими­ческую активность, но в ряду напряжений цинк расположен значи­тельно раньше меди. Причина такого рода несоответствий состоит в следующем.

При сравнении металлов, занимающих то или иное положение в периодической системе, за меру их химической активности — восстановительной способности — принимается величина энергии ионизации свободных атомов. Действительно, при переходе, на­пример, сверху вниз по главной подгруппе I группы периодической системы энергия ионизации атомов уменьшается, что связано с увеличением их радиусов (т. е. с большим удалением внешних электронов от ядра) и с возрастающим экранированием положи­тельного заряда ядра промежуточными электронными слоями (см. § 31). Поэтому атомы калия проявляют большую химическую активность — обладают более сильными восстановительными свой­ствами,-~ чем атомы натрия, а атомы натрия — большую актив­ность, чем атомы лития.

* Николай Николаевич Бекетов (1826—1911) — крупный русский ученый — физико-химик. Выдающимся трудом Бекетова являются его «Иссле­дования над явлениями вытеснения одних элементов другими», опубликованные в 1865 г. Ои открыл свойство алюминия вытеснять при высокой температуре металлы из их. оксидов. Это открытие впоследствии легло в основу металло­термии (см. § 192), получившей широкое применение в металлургии. Бекетов осуществил многочисленные термохимические измерения. Ои впервые (с 1865 г.) ввел преподавание физической химии как учебной дисциплины.

При сравнении же металлов в ряду напряжений за меру хими­ческой активности принимается работа превращения металла, на­ходящегося в твердом состоянии, в гидратированные ионы в вод­ном растворе. Эту работу можно представить как сумму трех сла­гаемых: энергии атомизации — превращения кристалла метал­ла в изолированные атомы, энергии ионизации свободных атомов металла и энергии гидратации образующихся ионов. Энергия атомизации характеризует прочность кристаллической ре­шетки данного металла. Энергия ионизации атомов — отрыва от них валентных электронов — непосредственно определяется поло­жением металла в периодической системе. Энергия, выделяющаяся при гидратации, зависит от электронной структуры иона, его

заряда и радиуса. Ионы лития и калия, имеющие одинаковый за­ряд, но различные радиусы, будут создавать около себя неодинако­вые электрические поля. Поле, возникающее вблизи маленьких ионов лития, будет более сильным, чем поле около больших ионов калия. Отсюда ясно, что ионы лития будут гидратироваться с вы­делением большей энергии, чем ноны калия.

Таким образом, в ходе рассматриваемого превращения затра­чивается энергия на атомизацию и ионизацию и выделяется энер­гия при гидратации. Чем меньше будет суммарная затрата энер­гии, тем легче будет осуществляться весь процесс и тем ближе к началу ряда напряжений будет располагаться данный металл. Но из трех слагаемых общего баланса энергии только одно — энергия ионизации—непосредственно определяется положением металла в периодической системе. Следовательно, нет оснований ожидать, что взаимное положение тех или иных металлов в ряду напряжений всегда будет соответствовать их положению в перио­дической системе. Так, для лития суммарная затрата энергии ока­зывается меньшей, чем для калия, в соответствии с чем литий стоит в ряду напряжений раньше калия.

Для меди и цинка затрата энергии на ионизацию свободных атомов и выигрыш ее при гидратации ионов близки. Но металли­ческая медь образует более прочную кристаллическую решетку, чем цинк, что видно из сопоставления температур плавления этих Металлов: цинк плавится при 419,5 °С, а медь только при 1083 °С. Поэтому энергия, затрачиваемая на атомизацию этих металлов, существенно различна, вследствие чего суммарные энергетические затраты на весь процесс в случае меди гораздо больше, чем в слу­чае цинка, что и объясняет взаимное положение этих металлов в ряду напряжений.

При переходе от воды к неводным растворителям взаимное по­ложение металлов в ряду напряжений может изменяться. При­чина этого лежит в том, что энергия сольватации ионов различных металлов по-разному изменяется при переходе от одного "раство­рителя к другому.

В частности, ион меди весьма энергично сольватируется в не­которых органических растворителях; это приводит к тому, что в таких растворителях медь располагается в ряду напряжений до водорода и вытесняет его из растворов кислот.

Таким образом, в отличие от периодической системы элемен­тов, ряд напряжений металлов не является отражением общей Закономерности, на основе которой можно давать разностороннюю Характеристику химических свойств металлов. Ряд напряжений Характеризует лишь окислительно-восстановительную способность Электрохимической системы «металл — ион металла» в строго определенных условиях: приведенные в нем величины относятся i(c водному раствору, температуре 25 °С и единичной концентрации [(активности) ионов металла.

101. Электролиз. Электролизом называется совокупность процессов, происходящих при прохождении постоянного электри­ческого тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.

Примером электролиза может служить электролиз расплава хлорида магния. При прохождении тока через расплав MgCb катионы магния под действием электрического поля движутся к отрицательному электроду. Здесь, взаимодействуя с приходящими по внешней цепи электронами, они восстанавливаются

M_g2+ j_ 2е~ — Mg

Анионы хлора перемещаются к положительному электроду и, отдавая избыточные электроны, окисляются. При этом первичным процессом является собственно электрохимическая стадия — окис­ление ионов хлора

2СГ = 2С1 -f 1е~

а вторичным — связывание образующихся атомов хлора в моле­кулы:

2С1 = С1₂

Складывая уравнения процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение окислительно-восстановительной ре­акции, происходящей при электролизе расплава MgC^:

Mg²⁺ + 2СГ = Mg + Cl₂

Эта реакция не может протекать самопроизвольно; энергия, не­обходимая для ее осуществления, поступает от внешнего источника тока.

Как и в случае химического источника электрической энергии, электрод, на котором происходит восстановление, называется ка­тодом; электрод, на котором происходит окисление, называется анодом. Но при электролизе катод заряжен отрицательно, а анод—* положительно, т. е. распределение знаков заряда электродов про­тивоположно тому, которое имеется при работе гальванического элемента. Причина этого заключается в том, что процессы, проте­кающие при электролизе, в принципе обратны процессам, идущим при работе гальванического элемента. При электролизе химическая реакция осуществляется за счет энергии электрического тока, под­водимой извне, в то время как при работе гальванического эле­мента энергия самопроизвольно протекающей в нем химической реакции превращается в электрическую энергию.

При рассмотрении электролиза водных растворов нельзя упу­скать из виду, что, кроме ионов электролита, во всяком водном растворе имеются еще ионы, являющиеся продуктами диссоциации воды — Н+ и ОН^-. В электрическом поле ионы водорода переме­щаются к катоду, а ионы ОН^- — к аноду. Таким образом, у ка­тода могут разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. Аналогично у анода может происходить разряд как анио­нов электролита, так и гидроксид-ионов. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться электрохимическому окислению или восстановлению.

Какие именно электрохимические процессы будут протекать у электродов при электролизе, прежде всего будет зависеть от относительных значений электродных потенциалов соответствую­щих электрохимических систем. Из нескольких возможных процес­сов будет протекать тот, осуществление которого сопряжено с ми­нимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде будут восстанавливаться окисленные формы электрохимических систем, имеющих наибольший электродный потенциал, а на аноде будут окисляться восстановленные формы систем с наименьшим элек­тродным потенциалом. На протекание некоторых электрохимиче­ских процессов оказывает тормозящее действие материал элек­трода; такие случаи оговорены ниже.

Рассматривая катодные процессы, протекающие при электролизе водных растворов, ограничимся важнейшим слу­чаем— катодным восстановлением, приводящим к выделению эле­ментов в свободном состоянии. Здесь нужно учитывать величину потенциала процесса восстановления ионов водорода. Этот потен­циал зависит от концентрации ионов водорода (см. стр. 273) и в случае нейтральных растворов (рН = 7) имеет значение Ш — =—0,059-7 = —0,41 В. Поэтому, если катионом электролита яв­ляется металл, электродный потенциал которого значительно поло-жительнее, чем —0,41 В, то из нейтрального раствора такого электролита на катоде будет выделяться металл. Такие металлы находятся в ряду напряжений вблизи водорода (начиная прибли­зительно от олова) и после него. Наоборот, если катионом элек­тролита является металл, имеющий потенциал значительно более отрицательный, чем —0,41 В, металл восстанавливаться не будет, а произойдет выделение водорода. К таким металлам относятся металлы начала ряда напряжений — приблизительно до титана. Наконец, если потенциал металла близок к значению —0,41 В (ме­таллы средней части ряда — Zn, Сг, Fe, Cd, Ni), то в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза * возможно как восстановление металла, так и выделение водорода; нередко на­блюдается совместное выделение металла и водорода.

Электрохимическое выделение водорода из кислых растворов происходит вследствие разряда ионов водорода. В случае же ней­тральных или щелочных сред оно является результатом электро­химического восстановления воды:

* К важнейшим условиям электролиза относятся плотность тока, темпера­тура, состав раствора. Плотностью тока называется отношение силы тока к рабочей площади электрода,

2Н₂0 + 2е~ = Н₂ + 20Н"

101. Электролиз

Таким образом, характер катодного процесса при электролизе водных растворов определяется прежде всего положением соответ­ствующего металла в ряду напряжений. В ряде случаев большое значение имеют рН раствора, концентрация ионов металла и дру­гие условия электролиза.

При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться. В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и элек­тролиз с активным анодом. Инертным называется анод, ма­териал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза. Активным называется анод, материал которого может окис­ляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще всего применяют графит, уголь, платину.

На инертном аноде при электролизе водных растворов щелочей, кислородсодержащих кислот и их солей, а также фторо-водорода и фторидов происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода. В зависимости от рН раствора этот процесс протекает по-разному и может быть записан различными уравнениями. В щелочной среде уравнение имеет вид

40Н" = 0₂ + 2Н₂0 + 4е~

а в кислой или нейтральной:

2Н₂0 = 0₂ + 4Н⁺ + 4е~

В рассматриваемых случаях электрохимическое окисление воды является энергетически наиболее выгодным процессом. Кислород­содержащие анионы или не способны окисляться, или их окисле­ние происходит при очень высоких потенциалах. Например, стан­дартный потенциал окисления иона SO4^-

2S0²," = S₂0²₈" 4- 2е~

равен 2,01 В, что значительно превышает стандартный потенциал окисления воды (1,229 В). Стандартный потенциал окисления иона F~ имеет еще большее значение (2,866 В).

При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме HF и фторидов) у анода разряжаются анионы. В частности, при электролизе растворов HI, НВг, НС1 и их солей у анода выделяется соответствующий галоген. Отметим, что выде­ление хлора при электролизе НС1 и ее солей противоречит взаим­ному положению систем

С1₂ 4- 2е~ = 2СГ {&" =-- 1,358В)

и

0₂ 4- 4Н⁺ 4- 4е~ = 2Н₂0 (&° = 1,229В)

в ряду стандартных электродных потенциалов. Эта аномалия свя­зана со значительным перенапряжением (см. § 104) второго и

этих двух электродных процессов — материал анода оказывает тормозящее действие на процесс выделения кислорода.

В случае активного анода число конкурирующих окис­лительных процессов возрастает до трех: электрохимическое окис­ление воды с выделением кислорода, разряд аниона (т. е. его окисление) и электрохимическое окисление металла анода (так называемое анодное растворение металла). Из этих возмож- ' ных процессов будет идти тот, который энергетически наиболее выгоден. Если металл анода расположен в ряду стандартных по­тенциалов раньше обеих других электрохимических систем, то будет наблюдаться анодное растворение металла. В противном случае будет идти выделение кислорода или разряд аниона.

Рассмотрим несколько типичных случаев электролиза водных растворов.

Электролиз раствора СиС1₂ с инертным анодом. Медь в ряду напряжений расположена после водорода: поэтому у катода будет происходить разряд ионов Си²⁺ и выделение ме­таллической меди. У анода будут разряжаться хлорид-ионы.

Схема электролиза* раствора хлорида меди(II):

СиС1₂

Катод — Си²⁺ 2СГ —>- Анод

Си²⁺ + 2е~ = [ей} 2СГ = 2С1 + 2е~

2С1 = ГсТТ|

Электролиз раствора K2SO4 с инертным анодом. Поскольку калий в ряду напряжений стоит значительно раньше водорода, то у катода будет происходить выделение водорода и накопление ионов ОН-. У анода будет идти выделение кислорода и накопление ионов Н+. В то же время в катодное пространство будут приходить ионы К⁺, а в анодное — ионы504~. Таким обра­зом, раствор во всех его частях будет оставаться электронейтраль­ным. Однако в катодном пространстве будет накапливаться ще­лочь, а в анодном — кислота.

Схема электролиза раствора сульфата калия:

2K₂S0₄

Катод -<— 4К⁺ 2 SO²," —>- Анод

4Н₂0 + 4е-

4К⁺ 40Н"

+ 4Н

2Н₂0:

;oc/₄ 4Н⁺

+ 20 + 4е"

4Н= 2Н₂

20 = О.

Ряс. 86. Схема установки, иллюстрирующей
закон Фарадея. *^^Ч

CuClj

HCl AjNOj

SnCl₄

Электролиз раствора NiS0₄ с никелевым ано­дом. Стандартный потенциал никеля (—0,250 В) несколько больше, чем —0,41 В; поэто­му при электролизе нейтрального раствора NiSO₍ на катоде в основном происходит разряд ионов Ni²+ и выделение металла. На аноде происходит противоположный процесс — окисление металла, так как потенциал никеля намного меньше потенциала окисления воды, а тем более — потенциала

окисления иона SO4^-. Таким образом, в данном случае электролиз сводится к растворению металла анода и выделению его на ка­тоде.

Схема электролиза раствора сульфата никеля:

NiS0₄

Катод

SO:

Анод

№²⁺ +2е- = | N1

Ni

sor

+ 2е-

Этот процесс применяется для электрической очистки никеля (так называемое электролитическое рафинирование, см. § 103).

102. Законы электролиза. С количественной стороны процесс электролиза впервые был изучен в 30-х годах XIX века выдаю­щимся английским физиком Фарадеем *, который в результате своих исследований установил следующие законы электролиза:

1. Масса образующегося при электролизе вещества пропорцио-
нальна количеству прошедшего через раствор электричества.

Этот закон вытекает из сущности электролиза. Как уже гово­рилось, в месте соприкосновения металла с раствором происходит электрохимический процесс—взаимодействие ионов или молекул электролита с электронами металла, так что электролитическое образование вещества является результатом этого процесса. Ясно, что количество вещества, получающегося у электрода, всегда будет пропорционально числу прошедших по цепи электронов, т. е. коли­честву электричества.

* Майкл Фарадей (1791—1867)—один из крупнейших английских фи­зиков и химиков. Большая часть его работ относится к области электричества. Он установил законы электролиза, открыл явление электромагнитной индукции. Впервые получил в жидком виде ряд газов (хлор, аммиак и др.), Открыл бен­зол и изобутилен.

2. При электролизе различных химических соединений равные
количества электричества приводят к электрохимическому превра-
щению эквивалентных количеств веществ.

Пусть, например, электрический ток последовательно проходит через растворы соляной кислоты, нитрата серебра, хлорида медн(П) и хлорида олова(1У) (рис. 86). Через некоторое время определяют количества выделившихся продуктов электролиза. Оказывается, что за время, в течение которого из раствора соля­ной кислоты выделяется 1 г водорода, т. е. 1 моль атомов, из остальных растворов выделяются указанные ниже массы метал­лов:

Элет роллт
AgN0₃ CuCl2 SnCl₄

Масса выделившегося на ка- 107,9 31,8 29,7

тоде металла, г

Атомная масса металла 107,87 63,55 118,69

Сопоставляя выделившиеся массы металлов с атомными мас­сами тех же металлов, находим, что выделяется 1 моль атомов серебра, '/г моля атомов меди и 'Д моля атомов олова. Другими словами, количества образовавшихся на катоде веществ равны их эквивалентам. К такому же результату приводит и измерение количеств веществ, выделяющихся на аноде. Так, в первом, третьем и четвертом приборах выделяется по 35,5 г хлора, а во втором — 8 г кислорода; нетрудно видеть, что и здесь вещества образуются в количествах, равных их эквивалентам.

Рассматривая второй закон электролиза с точки зрения элек­тронной теории, нетрудно понять, почему при электролизе вещества выделяются в химически эквивалентных количествах. Обратимся, например, к электролизу хлорида меди(II). При выделении меди из раствора каждый ион меди получает от катода два электрона, и в то же время два хлорид-иона отдают электроны аноду, превра­щаясь в атомы хлора. Следовательно, число выделившихся атомов меди всегда будет вдвое меньше числа выделившихся атомов хло­ра, т. е, массы меди и хлора будут относиться друг к другу, как их эквивалентные массы.

Измерениями установлено, что количество электричества, обус­ловливающее электрохимическое превращение одного эквивалента вещества, равно 96 485 (округленно 96 500) кулонам. Величина 96 500 Кл/моль называется постоянной Фарадея и обозна­чается буквой F.

Второй закон электролиза дает прямой метод определения эквивалентов различных элементов. На этом же законе основаны расчеты, связанные с электрохимическими производствами.

Законы электролиза относятся к электролизу растворов, рас­плавов и твердых электролитов с чисто ионной проводимостью.

103. Электролиз в промышленности. Важнейшее применение электролиз находит в металлургической и химической промышлен­ности и в гальванотехнике.

В металлургической промышленности электролизом расплав­ленных соединений и водных растворов получают металлы, а так-

же производят электролитическое рафинирование — очистку ме­таллов от вредных примесей и извлечение ценных компонентов.

Электролизом расплавов получают металлы, имею­щие сильно отрицательные электродные потенциалы, и некоторые их сплавы.

При высокой температуре электролит и продукты электролиза могут вступать во взаимодействие друг с другом, с воздухом, а также с материалами электродов и электролизера. В результате этого простая, в принципе, схема электролиза (например, электро­лиз MgCl₂ при получении магния) усложняется.

Электролитом обычно служат не индивидуальные расплавлен­ные соединения, а их смеси. Важнейшим преимуществом смесей является их относительная легкоплавкость, позволяющая прово­дить электролиз при более низкой температуре.

В настоящее время электролизом расплавов получают алюминий, магний, натрий, литий, бериллий и кальций. Для получения калия, бария, рубидия и цезия электролиз расплавов практически не применяется из-за высокой хими­ческой активности этих металлов и большой их растворимости в расплавлен­ных солях. В последние годы электролизом расплавленных сред получают не­которые тугоплавкие металлы.

Электролитическое выделение металла из раствора называется электроэкстракцией. Руда или обогащенная руда—кон­центрат (см. § 192)—подвергается обработке определенными ре­агентами, в результате которой металл переходит в раствор. После очистки от примесей раствор направляют на электролиз. Металл выделяется на катоде и в большинстве случаев характеризуется высокой чистотой. Этим методом получают главным образом цинк, медь и кадмий.

Электролитическому рафинированию металлы подвергают для удаления из них примесей и для перевода содер­жащихся в них компонентов в удобные для переработки продукты. Из металла, подлежащего очистке, отливают пластины и поме­щают их в качестве анодов в электролизер. При прохождении тока металл подвергается анодному растворению — переходит в виде катионов в раствор. Далее катионы металла разряжаются на ка­тоде, образуя компактный осадок чистого металла. Содержащиеся в аноде примеси либо остаются нерастворенными, выпадая в виде анодного шлама, либо переходят в электролит, откуда пе­риодически или непрерывно удаляются..

Рассмотрим в качестве примера электрорафинирование меди. Рсновным компонентом раствора служит сульфат меди — наибо­лее распространенная и дешевая соль этого металла. Но раствор (puS0₄ обладает низкой электрической проводимостью. Для ее уве­личения в электролит добавляют серную кислоту. Кроме того, в раствор вводят небольшие количества добавок, способствующих Получению компактного осадка металла.

Металлические примеси, содержащиеся в неочищенной («чер­новой») меди, можно разделить на две группы:

1) Fe, Zn, Ni, Со. Эти металлы имеют значительно более отри­цательные электродные потенциалы, чем медь. Поэтому они аиод-но растворяются вместе с медью, но не осаждаются на катоде, а накапливаются в электролите. В связи с этим электролит периоди­чески подвергают очистке.

2) Au, Ag, Pb, Sn. Благородные металлы (Au, Ag) не претерпе­вают анодного растворения, а в ходе процесса оседают у анода, образуя вместе с другими примесями анодный шлам, который пе­риодически извлекается. Олово же и свинец растворяются вместе с медью, но в электролите образуют малорастворимые соедине­ния, выпадающие в ссадок и также удаляемые.

Электролитическому рафинированию подвергают медь, никель, свинец, олово, серебро, золото.

К гальванотехнике относятся гальваностегия и гальванопласти­ка. Процессы гальваностегии представляют собой нанесение путем электролиза на поверхность металлических изделий слоев других металлов для предохранения этих изделий от коррозии, для придания их поверхности твердости, а также в декоративных целях. Из многочисленных применяемых в технике гальванотехни­ческих процессов важнейшими являются хромирование, цинкова­ние и никелирование.

Сущность гальванического нанесения покрытий состоит в сле­дующем. Хорошо очищенную и обезжиренную деталь, подлежащую защите, погружают в раствор, содержащий соль того металла, ко­торым ее необходимо покрыть, и присоединяют в качестве катода к цепи постоянного тока; при пропускании тока на детали осаж­дается слой защищающего металла. Наилучшая защита обеспечи­вается мелкокристаллическими плотными осадками. Такие осадки обладают, кроме того, лучшими механическими свойствами.

Гальванопластикой называются процессы получения точных металлических копий с рельефных предметов электроосаж­дением металла. Путем гальванопластики изготовляют матрицы для прессования различных изделий (граммофонных пластинок, пуговиц и др.), матрицы для тиснения кожи и бумаги, печатные радиотехнические схемы, типографские клише. Гальванопластику открыл русский академик Б. С. Якоби (1801—1874) в тридцатых годах XIX века.

К гальванотехнике относятся также другие виды электрохими­ческой обработки поверхности металлов: электрополирование стали, оксидирование алюминия, магния. Последнее представляет собой анодную обработку металла, в ходе которой определенным образом изменяется структура оксидной пленки на его поверхно­сти. Это приводит к повышению коррозионной стойкости металла. Кроме того, металл приобретает при этом красивый внешний вид.

В химической промышленности методом электролиза получают различные продукты; к числу их относятся фтор, хлор, едкий натр, водород высокой степени чистоты, многие окислители, в частности пероксид водорода.

104. Электрохимическая поляризация. Перенапряжение. Когда электрод находится при потенциале, равном равновесному, на нем устанавливается электрохимическое равновесие:

Ох + ze~ ^=fc Red

При смещении потенциала электрода в положительную или з отрицательную сторону на нем начинают протекать процессы окис­ления или восстановления. Отклонение потенциала электрода от его равновесного значения называется электрохимической п о л"Я ризацией или просто поляризацией.

Дата добавления: 2014-11-16