ТОП 10:

Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.



Решение

 

По табл. 11.1 находим значение стандартных электродных потенциалов железа (II) и цинка:

= – 0,44В, = – 0,76В.

Так как < , то анодом коррозионного гальванического элемента будет являться цинк, катодом – железо.

а) Коррозия в атмосферных условиях (H2O + O2).

Составляем схему коррозионного ГЭ:

       
   
 
 


А(-)Zn H2O + O2 Fe(+)K

 

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

НОК ДМ

На A(-) Zn – 2ē = Zn2+ 2

На К(+) 2H2O + O2 + 4ē = 4OH- 1

 
 


2Zn + 2H2O + O2 = 2Zn(OH)2 – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

б) Коррозия в кислой среде (H2SO4).

Составляем схему коррозионного ГЭ:

 

А(-)Zn │ H2SO4 │ Fe(+)K

или

А(-)Zn │ H+ │ Fe(+)K

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

НОК ДМ

На A(-) Zn – 2ē = Zn2+ 1

На К(+) 2H+ + 2ē = H2 1

 
 


Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии.

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

в) Коррозия в кислой среде в присутствии кислорода (HCl + O2).

Составляем схему коррозионного ГЭ:

 

А(-)Zn │ HCl + O2 │ Fe(+)K

или

А(-)Zn │ H+ + O2 │ Fe(+)K

 

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

НОК ДМ

На A(-) Zn – 2ē = Zn2+ 2

На К(+) 4H+ + O2 + 4ē = 2H2O 1

 
 


2Zn + 4H+ + O2 = 2Zn2+ + 2H2O – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии.

2Zn + 4HCl + O2 = 2ZnCl2 + 2H2O – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

Во всех случаях коррозионному разрушению будет подвергаться более активный металл – цинк.

УРОВЕНЬ С

1. Составить схему гальванического элемента (ГЭ), образованного цинковым электродом, погруженным в 1 М раствор хлорида цинка, и хромовым электродом, погруженным в 1·10-3 М раствор хлорида хрома (III). Рассчитать напряжение ГЭ, написать уравнения электродных процессов и суммарной токообразующей реакции.

Дано: Решение   Для составления схемы ГЭ необходимо знать величины электродных потенциалов металлов – цинка и хрома. По табл. 11.1 определяем стандартные электродные потенциалы металлов:
ε – ?

 

= – 0,76 В, = – 0,74 В.

 

Хлорид цинка диссоциирует по уравнению:

 

ZnCl2 = Zn2+ + 2Сl-.

 

= ∙ α ∙ = 1 ∙ 1 ∙ 1 = 1 моль/л,

 

α = 1 (ZnCl2 – сильный электролит), = 1.

Рассчитываем электродный потенциал цинка по уравнению Нернста:

 

= + =

= –0,76 + = – 0,76 В.

 

Хлорид хрома (III) диссоциирует по уравнению

 

CrCl3 = Cr3+ + 3Сl-.

= ∙α∙ = 10-3 ∙ 1 ∙ 1 = 10-3 моль/л,

α = 1 (CrCl3 – сильный электролит), = 1.

Рассчитываем электродный потенциал хрома:

 

= + = –0,74 + lg10-3 = –0,80 В.

 

Так как < , то в ГЭ анодом будет являться хром, катодом – цинк.

Составляем схему ГЭ:

 

А(-)Cr │ CrCl3 ││ ZnCl2 │ Zn(+)K

А(-)Cr │ Cr3+ ││ Zn2+ │ Zn(+)K.

 

Составляем уравнения электродных процессов и суммарной тообразующей реакции:

НОК ДМ

На A(-)Cr – 3ē = Cr3+ 2

На К(+)Zn2+ + 2ē = Zn 3

 
 


2Cr + 3Zn2+ = 2Cr3+ + 3Zn – суммарное ионно-молекулярное уравнение токообразующей реакции.

2Cr + 3ZnCl2 = 2CrCl3 + 3Zn – суммарное молекулярное уравнение токообразующей реакции.

Рассчитываем напряжение ГЭ:

= = –0,76–(–0,80) = 0,04 В.

Ответ: ε = 0,04 В.

 

2. Составить схему ГЭ, в котором протекает химическая реакция Fe + Ni2+ = Fe2+ + Ni. Написать уравнения электродных процессов. На основании стандартных значений энергий Гиббса образования ионов ∆fG°(298 К, Men+) рассчитать стандартное напряжение ГЭ и константу равновесия реакции при 298 К.

fG°(298 К, Ni2+) = – 64,4 кДж/моль;

fG°(298 К, Fe2+) = – 84,94 кДж/моль.

Дано: ΔfGº(298 K, Ni2+) = –64,4 кДж/моль ΔfGº(298 K, Fe2+) = –84,94 кДж/моль Т = 298 К Решение:   На основании реакции, приведенной в условии задачи, составляем уравнения электродных процессов:
ε0 – ? Кс – ?

 

НОК ДМ

На A(-)Fe – 2ē = Fe2+ 1 – окисление

На К(+)Ni2+ + 2ē = Ni 1 – восстановление

 

Анодом ГЭ является электрод, на котором происходит процесс окисления, катодом – электрод, на котором происходит процесс восстановления. Тогда в рассматриваемом ГЭ анодом будет являться железо, катодом – никель.

Составляем схему ГЭ:

 

А(-) Fe │ Fe2+ ║ Ni2+ │ Ni(+)K.

 

Рассчитываем стандартное напряжение ГЭ:

 

rGº (298 К) = – zF ∙ εº,

 

= ∆fGº (298 К, Fe2+) – ∆fGº (298 К, Ni2+) =
= –84,94 – (–64,4) = –20,54 кДж,

 

ε0 = .

 

z = 2, F = 96500 Кл/моль.

Рассчитываем константу равновесия токообразующей реакции (Кc):

 

= – 2,303∙RT∙lgKc;

 

lgKс =

 

Kс = 103,6 = 3981.

 

Ответ: ε0 = 0,106 В, Kс = 3981.

3. Составить схему коррозионного ГЭ, возникающего при контакте железной пластинки площадью 20 см2 с никелевой в растворе соляной кислоты HCl. Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

а) Вычислить объемный и весовой показатели коррозии, если за 40 минут в процессе коррозии выделилось 0,5 см3 газа (н.у.).

б) Вычислить весовой и глубинный показатели коррозии, если за 120 минут потеря массы железной пластинки составила 3,7∙10-3 г. Плотность железа равна 7,9 г/см3.

Решение

 

По табл. 11.1 находим значения стандартных электродных потенциалов железа (II) и никеля (II):

 

= –0,44 В, = –0,25 В.

 

Так как < , то анодом коррозионного ГЭ будет являться железо, катодом – никель.

Составим схему коррозионного ГЭ:

 

А(-)Fe │ HCl │ Ni(+)K

или

А(-)Fe │ H+ │ Ni(+)K.

 

Cоставляем уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии:

 

На A(-)Fe – 2ē = Fe2+

 

На К(+)2Н+ + 2ē = Н2

 
 


Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 – суммарное ионно-молекулярное уравнение процесса коррозии.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 – суммарное молекулярное уравнение процесса коррозии.

а) Рассчитываем объемный показатель коррозии KV по формуле

 

Дано: τ = 40 мин V(газа) = 0,5 см3 S = 20 см 2 KV = , см32∙ч.   При расчете KV принимаем: S – м2, τ – час, V(газа) – см3.
KV – ? Km – ?

 

Из уравнения суммарной реакции процесса коррозии следует, что при коррозии выделяется водород.

Следовательно, V(газа) = .

Тогда

 

KV = = 375 см32∙ч.

 

10–4 – коэффициент пересчета, сантиметров квадратных в метры квадратные.

Рассчитываем весовой показатель коррозии Km по формуле

 

Km = , г/м2∙ч.

 

В процессе коррозии разрушению подвергается железо и выделяется водород.

Следовательно:

 

Мэк(Ме) = Мэк(Fe) = = 28 г/моль,

 

= 11200 см3/моль.

 

Km = = 0,94 г/м2∙ч.

 

Ответ: KV = 375 см32∙ч, Km = 0,94 г/м2∙ч.

б) Рассчитываем весовой показатель коррозии Km по формуле

 

Дано: τ = 120 мин = 3,7·10-3 г. S = 20 см 2 ρFe = 7,9 г/см3 Km = , г/м2∙ч.   Коррозии подвергается железо. Тогда потеря массы металла   .
Km – ? П – ?

 

При расчете Km принимаем – г; S – м2, τ – ч.

Тогда

 

Km = = = 0,925 г/м2∙ч.

 

Рассчитываем глубинный показатель коррозии по формуле

 

П = = мм/год.

 

Ответ: Km = 0,925 г/м2∙час, П = 1,03 мм/год.

 

 

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Таблица 11.1

 

Процессы, протекающие на катоде при электролизе водных растворов

 

В Катионы в водном растворе Зоны Процессы на катоде
-3,02 -2,99 -2,93 -2,92 -2,90 -2,89 -2,87 -2,71 -2,34 -1,67 Li+ Rb+ Cs+ K+ Ba2+ Sr2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ I Катионы металлов на катоде не восстанавливаются, а концентрируются в околокатодном пространстве (католите). На катоде восстанавливаются только молекулы воды:   2Н2О + 2ē = 2ОН- + Н2

Окончание табл. 11.1

 

-1,05 -0,76 -0,74 -0,44 -0,40 -0,28 -0,26 -0,14 -0,13 Mn2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Cd2+ Co2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ II На катоде параллельно протекают два процесса:   Меn+ + = Me   2Н2О + 2ē = 2ОН- + Н2
0,00 Н+   При электролизе кислоты   2Н+ + 2ē = Н2
+0,20 +0,23 +0,34 +0,80 +0,83 +0,85 +1,20 Sb3+ Bi3+ Cu2+ Ag+ Pd2+ Hg2+ Pt2+ III Восстанавливаются только ионы металлов   Меn+ + nē = Me  

 

Таблица 11.2

 

Последовательность окисления анионов

на инертном аноде в водном растворе

 

Очередность окисления анионов Процессы окисления на аноде
Окисляются анионы бескислородных кислот (Cl-, Br-, J-, S2- и др.) Например: 2Cl- – 2ē = Cl2
Окисляются ОН- ионы 4ОН- – 4ē = О2 + 2Н2О
Если в водном растворе присутствуют анионы кислородсодержащих кислот ( , , и др.), то они на аноде не окисляются, а концентрируются в околоанодном пространстве (анолите). На аноде окиcляются только молекулы воды: 2H2O – 4е = О2+4H+

 

Примечание. Если анод изготовлен из металлов II или III зоны (растворимый анод), то при электролизе протекает только процесс его растворения Мe0 = Men+

УРОВЕНЬ А

1. В какой последовательности при стандартных условиях из раствора будут восстанавливаться Fе2+, Cu2+, Zn2+, Ag+ с одинаковой концентрацией, если напряжение внешнего источника тока достаточно для выделения любого металла?

Ответ: последовательность восстановления ионов металлов из раствора будет определяться величиной их стандартного электродного потенциала ( ). Ионы металлов будут восстанавливаться в порядке уменьшения величины их стандартного электродного потенциала (см. табл. 11.1).

 

Металл Ag Cu Fe Zn
В + 0,8 + 0,34 – 0,44 – 0,76

2. Написать последовательность процессов, протекающих на инертном аноде при электролизе раствора, содержащего следующие вещества: NaCl, Na2SO4, NaOH.

Ответ: последовательность окисления анионов на инертном аноде определена в табл. 11.2. Поэтому последовательность процессов на аноде будет следующая:

 

1. 2Cl- – 2ē = Cl2;

2.4ОН- – 4ē = О2 + 2Н2О.

 

3. анион SO будет концентрироваться в анолите. На аноде будет протекать процесс

 

2H2O – 4е = О2 + 4H+.

3. Написать уравнение объединенного закона Фарадея для определения массы (объема) вещества, выделяющегося на электродах при электролизе.

Ответ: mв = , = .

УРОВЕНЬ В

1. Составить схемы электролиза и написать уравнения электродных процессов водных растворов солей (анод инертный):
а) хлорида меди (II); б) гидроксида натрия.







Последнее изменение этой страницы: 2017-02-21; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 54.236.35.159 (0.02 с.)