XI. Электрохимические процессы. Электролиз. Коррозия металлов

Электрохимическими называются процессы, протекающие на электродах с участием электрического тока. Они подразделяются на две группы:

1) процессы, происходящие в гальванических элементах и сопровождающиеся возникновением электрической энергии за счёт химических процессов;

2) процессы, протекающие в электролизёрах под действием электрической энергии от внешнего источника тока, вызывающей химические реакции на электродах.

Гальванический элемент (химический источник электрической энергии ХИЭЭ) — это устройство, в котором энергия химической реакции преобразуется в электрическую. Состоит из двух электродов - металлов, погружённых в растворы электролитов.

Электродным потенциалом называют скачок потенциала, возникающий на границе металл-раствор электролита. Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях - так называемые стандартные электродные потенциалы.

Стандартным электродным потенциалом называется потенциал данного электрода при концентрациях (активностях) всех веществ, участвующих в электродном процессе, равных единице.

Основная характеристика гальванического элемента - электродвижущая сила (ЭДС) - равна разности его электродных потенциалов:

Е= φ₂-φ₁

где φ₂ и φ₁ — соответственно потенциал более отрицательного и более положительного электрода.

Если металлы расположить в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов, то можно получить ряд стандартных электродных потенциалов, или электрохимический ряд напряжений металлов.

Зная стандартный электродный потенциал металла, можно рассчитать по уравнению Нернста его электродный потенциал при любой концентрации ионов в растворе.

Уравнение Нернста φ = φ⁰ + (RT/nF) -ln a,

где φ - электродный потенциал, В; φ⁰ - стандартный электродный потенциал -потенциал электрода при активности ионов, равной единице 1; R — универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(мольхК); Т — абсолютная температура, К; п - заряд иона; F - постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль; а - активность ионов в растворе.

Для температуры 298 К уравнение Нернста при переходе от натурального логарифма к десятичному принимает более простой вид:

φ = φ°+(0,059/п) -lgC_m, где С_т - моляльность, моль/кг.

Зависимость электродного потенциала от концентраций веществ, участвующих в электродных процессах, и от температуры

φ = φ°+(2,3RT/zF) • lg ([Ox]/[Red]),

где z - число электронов, участвующих в электродном процессе; [Ох] и [Red] -произведения концентраций (активностей) веществ, принимающих участие в процессе в окисленной (Ох) и в восстановленной (Red) формах.

Электролиз - окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток.

Катод — отрицательно заряженный электрод, на поверхности которого избыток электронов. На катоде протекает восстановление.

Анод — положительно заряженный электрод. У анода недостаток электронов. На аноде протекает окисление.

Количественно процесс электролиза характеризуется законами Фарадея.

1-й закон — масса вещества, образующегося на электродах, прямо пропорциональна количеству пропущенного электричества.

11-й закон — для разряда одного моля ионов на электроде необходимо пропустить через электролит количество электричества, равное заряду иона, умноженному на постоянную Фарадея.

Объединённый закон (общая формулировка): масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также массы образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих ей веществ

т = (Э х I х τ) /F,

где m - масса вещества, выделившегося на электроде, г; Э - его эквивалентная масса; / - сила тока, А; τ - время электролиза, с; F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.

Коррозия — это химическое и электрохимическое разрушение металлов и их сплавов в результате воздействия на них окружающей среды.

Классификация коррозионных процессов

1. По характеру изменения поверхности металла либо по степени изменения
физико-механических свойств:

а) сплошная коррозия - разрушению подвергается вся поверхность металла;

б) местная (локальная) коррозия - на поверхности металла обнаруживаются
поражения в виде отдельных пятен;

в) подповерхностная коррозия — разрушение идёт преимущественно под
защитным покрытием;

г) избирательная коррозия - разрушается один из компонентов сплава;

д) межкристаллитная коррозия - разрушение метаяла по границе кристаллитов
(зёрен) с потерей его механической прочности;

е) щелевая коррозия — разрушение металла под прокладками, в зазорах,
резьбовых креплениях и др. соединениях.

2. По виду коррозионной среды:

а) газовая;

б) в жидкостях неэлектролитах;

в) в жидкостях электролитах;

г) атмосферная;

д) подземная (почвенная);

е) блуждающими токами (электрокоррозия).

3. По механизму взаимодействия металла со средой:

а) химическая коррозия - взаимодействие металлов с сухими газами или
жидкостями, которые не проводят электрический ток (бензин, керосин и др.);

б) электрохимическая коррозия - разрушение металла, который находится в
контакте с другим металлом в присутствии воды или раствора электролита;

в) биохимическая коррозия - разрушение металла под влиянием
жизнедеятельности микроорганизмов;

г) радиационная коррозия — разрушение металла под действием радиоактивного
излучения.

4. По характеру дополнительных воздействий, которым подвергаются металлы
одновременно с воздействием агрессивной среды:

а) коррозия под напряжением - растягивающие напряжения приводят к
коррозионному растрескиванию;

б) коррозия при трении - возникает при перемещении двух поверхностей
относительно друг друга в условиях воздействия коррозионной среды;

в) кавитационная коррозия - разрушение поверхности металла, вызываемое
одновременным коррозионным и механическим воздействием агрессивной
среды.

305. Составьте схему электролиза расплава хлорида калия и рассчитайте объём
хлора, выделившегося в процессе, если было взято вещество массой 149 г.

306. Составьте схему электролиза раствора хлорида калия и вычислите объём
водорода, выделившегося при нормальных условиях в случае, когда растворено
вещество количеством 2 моль.

307. Вычислите массу газа, выделившегося у анода при электролизе раствора
серной кислоты, проводившегося 5 мин при силе тока равной 2 А.

308. Вычислите объём газа, выделившийся при электролизе раствора сульфата
меди (II), если при этом образовалось 16 г меди на катоде.

309. При пропускании постоянного тока силой 6,4 А в течение 30 мин через
расплав хлорида трёхвалентного металла на катоде выделилось 1,07 г металла.
Определите состав соли, подвергшийся электролизу.

310. Напишите схему электролиза расплава хлорида натрия. Сколько молей
хлора получится на аноде, если подвергнуть электролизу 1 моль хлорида
натрия?

311. Вычислите время, необходимое для выделения железа массой 2,8 г из
раствора сульфата железа (II) силой тока в 10 А.

312. Раствор хлорида никеля (II), содержащий соль массой 130 г, подвергался
электролизу силой тока 5 А в течение 5,36 ч. Вычислите массу соли,
оставшейся в растворе после электролиза.

313. Какое количество электричества надо пропустить через раствор сульфата
меди (II), чтобы на аноде выделилось 22,4 л кислорода (н. у.)?

314. Вычислите массу серебра, выделившуюся при пропускании через раствор
нитрата серебра тока в 8 А в течение 15 мин.

315. Определите силу тока, если за 40 мин электролиза раствора серной
кислоты выделился водород (н. у.) объёмом 0,48 л.

316. При электролизе раствора хлорида натрия массой 200 г выделился хлор
объёмом 6,72 л (н. у.). Вычислите массовую долю соли в исходном растворе.

317. Вычислите массу меди, выделившуюся при пропускании тока силой 5 А
через раствор хлорида меди (II) в течение 25 с.

318. Какова сила тока при электролизе, если за 50 мин выделилась вся медь из
120 мл раствора сульфата меди (II) эквивалентной концентрации 0,4 моль/л?

319. Какая масса йода выделяется при электролизе раствора, содержащего 166 г
йодида калия?

320. Какая масса металла выделяется при электролизе 56 г расплава гидроксида

калия?

321. При электролизе водного раствора хлорида натрия на аноде выделилось
2,8 л кислорода (условия нормальные). Сколько водорода выделилось на
катоде?

322. Следующие пары металлов, находящиеся в тесном соприкосновении,
погружены в раствор поваренной соли: Cr/Mg, Cr/Fe, Cr/Al. Укажите пару, где
будет корродировать хром.

323. Следующие пары металлов, находящиеся в тесном контакте, погружены в
раствор серной кислоты. Укажите пару, где цинк не будет разрушаться: Zn/Ag,
Zn/Cu, Zn/Al, Zn/Fe.

324. Какой из предложенных металлов: 1) Рb; 2) Сu; 3) Ni; 4)Na; 5) Li первым
осадится на катоде при электролизе раствора смеси солей: Pb(NO₃)₂; Cu(NO₃)₂;

Ni(NO₃)₂; NaNO₃; LiNO₃?

325. Следующие пары металлов, находящиеся в тесном соприкосновении,
погружены в раствор поваренной соли: Fe/Cu, Fe/Zn, Fe/Al, Fe/Mg. Укажите
пару, где не будет разрушаться железо.

326. В каком случае при электролизе раствора соли не происходит выделения
металла: 1) AgNO₃; 2) CuSO₄; 3) FeSO₄; 4) NaNO₃? Составьте схемы
электролиза.

327. Следующие пары металлов, находящиеся в тесном контакте, погружены в
раствор серной кислоты. Укажите пару, где железо не будет разрушаться:
Fe/Cu, Fe/Ag, Fe/Zn, Fe/Au.

328. Имеются пары металлов (Fe/Cu, Fe/Ag, Fe/Sn, Fe/Al), погружённые в
раствор соляной кислоты. В каком случае не будет протекать коррозия железа?

329. При электролизе водного раствора хлорида калия образовалось 112 кг
гидроксида калия. Какие газы выделились и каков их объём (н. у.)?

330. Вычислите ЭДС и определите направление тока во внешней цепи данного
гальванического элемента

Fe | Fe²⁺ || Ag⁺| Ag,

учитывая, что концентрация ионов Fe²⁺ и Ag⁺ соответственно равна 0,1 моль/л и 0,01 моль/л.

331. Установить, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание
реакции

2NaCl + Fe₂(SO₄)₃ = 2FeSO₄ + С1₂ + Na₂SO₄?

332. В каком направлении будет протекать реакция

СrС1₃ + Вr₂ + КОН -> К₂СrО₄ + КВr + Н₂О?

333. Вычислите окислительно-восстановительный потенциал для системы

МnО₄^- + 8Н⁺ + 5е^- = Мn²⁺ + 4Н₂О, концентрации ионов МnО₄^- и Мn²⁺ принять равными 1 моль/л.

334. Определить направление возможного самопроизвольного протекания
реакции 2Hg + 2Ag⁺ = 2Ag + Hg₂²⁺ при следующих концентрациях (в моль/л)
участвующих в реакции ионов: a) [Ag⁺] = 10~⁴, [Hg₂²⁺] = 10^-1; б) [Ag⁺] = 10^-1, [Hg₂²⁺] = 10^-4.

335. Определить ЭДС гальванического элемента

Ag | AgNO₃ (0,001 М) || AgNO₃ (0,1 М) | Ag.

В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи при работе этого элемента?

336. Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погружённого в
0,1 М раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погружённого в 0,02 М
раствор нитрата свинца. Вычислить ЭДС элемента, написать уравнения
электродных процессов, составить схему элемента.

337. При 298 К и активности ионов 0,005 потенциал электрода Сu²⁺ | Сu равен
+0,2712 В. Вычислите стандартный потенциал медного электрода.

338. При электролизе водного раствора SnCl₂ на аноде выделилось 4,48 л хлора
(условия нормальные). Найти массу выделившегося на катоде олова.

339. Вычислите эквивалентную массу металла, зная, что при электролизе
раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде
выделяется 11,742 г металла.

340. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение 1 ч 40 мин 25 с,
если на катоде выделилось 1,4 л водорода (н. у.)?

Дата добавления: 2014-11-29