ТЕМА 13: Электронные потенциалы и электродвижущие силы

 

При решении задач этого раздела см. табл. 7.

Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла. В результате этого в системе устанавливается подвижное равновесие:

 

Ме + m H₂O ↔ Me(H₂O) _m ^{n +} + n ē

              в растворе на металле

 

где n — число электронов, принимающих участие в процессе. На границе металл — жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала — электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить не удается. 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 (Е°).

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю (Е° = 0; ∆G° = 0).

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (Е°), получаем так называемый ряд напряжений.

Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его, восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение Е°, тем большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде простого вещества и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот. Электродные потенциалы измеряют в приборах, которые получили название гальванических элементов. Окислительно‒восстановительная реакция, которая характеризует работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС элемента имеет положительное значение. В этом случае ∆ G ° < 0, так как ∆ G ° = — nFE°.

Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта (табл. 7). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а потенциал кобальта — в растворе с концентрацией 0,1 моль/л?

Решение. Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

 

Е = Е° +  lg C

где Е° — стандартный электродный потенциал; n — число электронов, принимающих участие в процессе; С — концентрация (при точных вычислениях — активность) гидратированных ионов металла в растворе, моль/л; Е° для никеля и кобальта соответственно равны —0,25 и —0,277 В. Определим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии концентрациях:

 = = ‒0,339 В,

 = =‒0,307 В,

Таким образом, при изменившейся концентрации потенциал кобальта стал больше потенциала никеля.

 

Таблица 7 – Стандартные электродные потенциалы (E ), некоторых металлов (ряд напряжений)

 

Электрод	E^o, В	Электрод	E^o, В
Li^+/Li	‒3,045	Cd^2+/Cd	‒0,403
Rb^+/Rb	‒2,925	Co^2+/Co	‒0,277
K^+/K	‒2,924	Ni^2+/Ni	‒0,25
Cs^+/Cs	‒2,923	Sn^2+/Sn	‒0,136
Ba^2+/Ba	‒2,90	Pb^2+/Pb	‒0,127
Ca^2+/Ca	‒2,87	Fe^3+/Fe	‒0,037
Na^+/Na	‒2,714	2H^+/H2	‒0,000
Mg^2+/Mg	‒2,37	Sb^3+/Sb	+0,20
Al^3+/Al	‒1,70	Bi^3+/Bi	+0,215
Ti^2+/Ti	‒1,603	Cu^2+/Cu	+0,34
Zr^4+/Zr	‒1,58	Cu^+/Cu	+0,52
Mn^2+/Mn	‒1,18	Hg2^2+/2Hg	+0,79
V^2+/V	‒1,18	Ag^+/Ag	+0,80
Cr^2+/Cr	‒0,913	Hg^2+/Hg	+0,85
Zn^2+/Zn	‒0,763	Pt^2+/Pt	+1,19
Cr^+3/Cr	‒0,74	Au^3+/Au	+1,50
Fe^2+/Fe	‒0,44	Au^+/Au	+1,70

 

Пример 2. Магниевую пластинку опустили в раствор её соли. При этом электродный потенциал магния оказался равен ‒2,41 В. Вычислите концентрацию ионов магния (в моль/л).

Решение. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 1):

‒2,41=‒2,37+ lgC,

‒0,04=0,0295lgC,

lgC= ‒1,3559 = ‒ 2,6441

С_Mg²⁺= моль/л

Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.

Решение. Схема данного гальванического элемента

 

(‒)Mg|Mg²⁺||Zn²⁺|Zn(+)

 

Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки ‒ границу раздела двух жидких фаз ‒ пористую перегородку ‒(или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (‒2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс:

 

                                          Mg⁰‒2e=Mg²⁺                                      (1)

 

Цинк, потенциал которого ‒0,763 В ‒ катод, т. е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

 

                                          Zn²⁺‒2e=Zn⁰                             (2)

 

Уравнение окислительно‒восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:

 

Mg⁰+ Zn²⁺=Mg²⁺+Zn⁰

 

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна  1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

 

=0,763‒(‒2,37)=1,607 В.

 

Контрольные задания согласно варианта из приложения А (таблица А.1)

241. При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором  один никелевый  электрод  находится в 0,001 М растворе, а другой такой же электрод — в 0,01 М растворе сульфата никеля. Ответ: 0,0295 В.

242. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Рb²⁺] = [Мg²⁺] = 0,01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз? Ответ: 2,244 В.

243. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом — анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

244. Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.

245. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опушенных в растворы своих солей с концентрацией [Mg²⁺] = [Cd²⁺] = 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л? Ответ: 1.967 В.

246. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой концентрации надо было бы взять ионы железа (моль/л), чтобы ЭДС элемента стала равной нулю, если [Zn²⁺] = 0,001 моль/л? Ответ: 7,3·10^‒15 моль/л.

247. Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению

Ni + Pb(NO₃)₂ = Ni(NO₃)₂ + Pb

Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите ЭДС этого элементе, если [Ni²⁺ ] = 0,01 моль/л, [Pb²⁺] = 0,0001 моль/л. Ответ: 0,064 В.

248. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?

249. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмий‒никелевого аккумулятора?

250. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо‒никелевого аккумулятора?

251. В два сосуда с голубым раствором медного купороса, поместили в первый цинковую пластинку, а во второй серебряную. В каком сосуде цвет раствора постепенно пропадает? Почему? Составьте электронные и молекулярное уравнения соответствующей реакции.

252. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: a) CuSО₄; б) MgSО₄;                     в) РЬ(NO₃)₂? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

253. При какой концентрации ионов Zn²⁺ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала? Ответ: 0,30 моль/л

254. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) AgNO₃; б) ZnSO₄; в) NiSO₄? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

255. Марганцевый     электрод   в  растворе  его  соли имеет   потенциал —1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn²⁺ (в моль/л). Ответ: 2,02 · 10^‒2 моль/л.

256. Потенциал серебряного электрода в растворе АgNO₃ составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Аg⁺ (в моль/л)? Ответ: 0,20 моль/л.

257. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС медно‒кадмиевого гальванического элемента, в котором [Cd²⁺] = 0,8 моль/л, а [Сu²⁺] = 0,01 моль/л. Ответ: 0,68 В.

258. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом — анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.

259. При какой концентрации ионов Сu²⁺ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода? Ответ: 1,89 · 10^‒12 моль/л.

260. Какой гальванический элемент называется концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый в 0,01 н., а второй в 0,1 н. растворы AgNO₃. Ответ: 0,059 В.

 

ТЕМА 14: Электролиз

 

Электролизом называется совокупность электрохимических окислительно-восстановительных реакций, протекающих на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. При этом на катоде происходит процесс восстановления, а на аноде – окисления.

Катионы восстанавливаются в ионы более низкой степени окисления или в атомы, например:

Fe³⁺ + e→ Fe²⁺.

 

Нейтральные молекулы могут участвовать в превращениях на катоде непосредственно или взаимодействовать с продуктами катодного процесса, которые рассматриваются в этом случае как промежуточные вещества. Например, восстановление воды:

 

2 H₂O + 2 e → H₂ + 2 OH^–.

 

На аноде окисляются молекулы или ионы, образующиеся при диссоциации электролита:

 

4 OH^–– 4 e→ 2 H₂O + O₂;

2 Cl^–– 2 e→ Cl₂

 

или протекает растворение анода:

 

Cu – 2 e→ Cu²⁺

 

Процессы электролиза описываются законами Фарадея, которые в объединенной форме читаются следующим образом: массы веществ, испытавших электрохимические превращения на электродах, прямо пропорциональны количеству протекшего через электролит электричества и электрохимическим эквивалентам этих веществ:

 

m= ,

 

где F – число Фарадея (96500 Кл/г-экв) – количество электричества, не-обходимое для химического превращения (выделения на электроде) 1 г-экв вещества; Э ‒ эквивалентная масса вещества, г/моль; I ‒ сила тока, A; t ‒ продолжительность электролиза, с.

По закону Фарадея рассчитываются теоретически возможные количества превращающихся веществ на электродах. На практике при электрохимических процессах наблюдаются отклонения от законов Фарадея: масса действительно полученного или разложившегося продукта может не соответствовать теоретической.

Эффективность электрохимического процесса оценивается выходом по току В_т:

 

В_т= ·100%,

 

где m_теор m_пр – теоретически возможная и практически полученная массы продуктов электролиза, г.

 

Пример 1. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSО₄ в течение 1 ч при силе тока 4 А?

Решение. Согласно законам Фарадея

 

                                                       

 

m=           (1)

 

где m ‒ масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде, г; Э ‒ эквивалентная масса вещества, г/моль; I ‒ сила тока, A; t ‒ продолжительность электролиза, с. Эквивалентная масса меди в CuSО₄ равна 63,54:2 = 31,77 г/моль. Подставив в формулу (1) значения Э = 31,77; I = 4 A, t = 60 · 60 =3600 с, получим

m= =4,74г

 

Пример 2. Вычислите эквивалентную массу металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде выделяется 11,742 г металла.

Решение. Из формулы (1)

Э = 11,742 · 96500/3880 = 29,35 г/моль,

Где m =11,742 г; It = Q =3880 Кл.

Пример 3. 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.)?

Решение. Из формулы (1)

 

Так как дан объем водорода, то отношение m /Э заменяем отношением Vн₂/Vэ(н₂), где Vн₂ ‒ объем водорода, л; Vэ(н₂) ‒ эквивалентный объем водорода, л. Тогда

 

 

Эквивалентный объем водорода при н.у. равен половине молярного объема 22,4/2 = 11,2 л. Подставив в приведенную формулу значения V(H₂)= 1,4 л, V_э(H₂) = 11,2 л, t = 6025 (1ч 40 мин 25 с = 6025 с), находим

 

I = = 2 А.

 

Пример 4. Какая масса гидроксида калия образовалась у катода при электролизе раствора K₂SО₄, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода (н.у.)?

Решение. Эквивалентный объем кислорода (н.у.) 22,4/4 = 5,6 л. Следовательно, 11,2 л содержат две эквивалентные массы кислорода. Столько же эквивалентных масс КОН образовалось у катода, или 56,11 · 2 = 112,22 г (56,11 г/моль ‒ мольная и эквивалентная масса КОН).

 

 

Контрольные задания согласно варианта из приложения А (таблица А.1)

261. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора АgNO₃. Если электролиз проводить с серебряным анодом, тo его масса уменьшается на 5,4 г. Определите расход электричества при этом. Ответ: 4830 Кл.

262. Электролиз раствора CuSО₄ проводили в течение 15 мин при силе тока 2,5 А. Выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анода. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной). Ответ: 97,3 %

263. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе расплавов и водных растворов NaCI и КОН. Сколько литров (н.у.) газа выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в течение 30 мин при силе тока 0,5 А? Ответ: 0,052 л.

264. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе раствора КВr. Какая масса вещества выделяется на катоде и аноде, если электролиз проводить в течение 1 ч 35 мин при силе тока 15 А? Ответ: 0,886 г; 70,79 г.

265. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора CuCI₂. Вычислите массу меди, выделившейся на катоде, если на аноде выделилось 560 мл газа (н.у.). Ответ: 1,588 г.

266. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока 1,5 А в течение 30 мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную массу металла. Ответ; 114,82.

267. При электролизе растворов MgSО₄ и ZnCI₂, соединенных последовательно с источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая масса вещества выделится на другом катоде; на анодах? Ответ: 8,17 г; 2,0 г; 8,86 г.

268. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора Na₂SО₄. Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется 1,12 л газа (н.у.). Какая масса H₂SO₄ образуется при этом возле анода? Ответ: 0,2 г; 9,8 г.

269. При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434 Кл электричества. Выделилось 2 г кадмия. Чему равна эквивалентная масса кадмия? Ответ: 56,26 г/моль.

270. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока, если в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько литров газа (н.у.) выделилось при этом на катоде? Ответ: 17,08 А; 8,96 л.

271. Электролиз раствора K₂SO₄ проводили при силе тока  5 А в течение  3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 5,03 г; 6,266 л; 3,133 л

272. При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч при силе тока 1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ: 17,37 г/моль.

273. При электролизе раствора CuSО₄ на аноде выделилось 168 см³ газа (н.у.). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде.

Ответ: 0,953 г.

274 Электролиз раствора Nа₂SO₄ проводили в течение 5 ч при силе тока 7 А. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 11,75 г; 14,62л; 7,31л.

275. Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2 А в течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса серебра выделилась на катоде и каков объем газа (н.у.), выделившегося на аноде? Ответ: 32,20 г; 1,67 л.

276 Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ: 32,7 г/моль.

277. Насколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора AgNO₃ проводить при силе тока 2 А в течение 38 мин 20 с? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах. Ответ: 4,47 г.

278. Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение 5 ч, в результате чего выделилось 6 л кислорода (н.у.). Составьте уравнения электродных процессов и вычислите силу тока. Ответ: 5,74 А.

279. Электролиз раствора CuSО₄ проводили с медным анодом в течение 4 ч при силе тока 50 А. При этом выделилось 224 г меди. Вычислите выход по току (отношение массы выделившегося вещества к теоретически возможной). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах в случае медного и угольного анода. Ответ: 94,48 %.

280. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, и вычислите массу вещества, выделившегося на катоде и аноде? Ответ: 0,56 г; 71,0 г.

 

 

ТЕМА 15: Коррозия металлов

При решении задач этого раздела см. табл. 7.

Коррозия — это самопроизвольно протекающий процесс разрушения металлов, в результате химического или электрохимического взаимодействия их с окружающей средой.

При электрохимической коррозии на поверхности металла одновременно протекают два процесса:

анодный ‒ окисление металла

Ме⁰-n =Meⁿ⁺

и катодный — восстановление ионов водорода

2H⁺+2 =H₂

или молекул кислорода, растворенного в воде,

O₂+2H₂O+4 =4OH^-

Ионы или молекулы, которые восстанавливаются на катоде, называются деполяризаторами. При атмосферной коррозии — коррозии во влажном воздухе при комнатной температуре — деполяризатором является кислород.

Пример 1. Как происходит коррозии цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворах. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Решение. Цинк имеет более отрицательный потенциал (—0,763 В), чем кадмий (—0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий катодом.

Анодный процесс:

Zn⁰-2 =Zn²⁺

катодный процесс:

в кислой среде

2H⁺+2 =H₂

в нейтральной среде

O₂+H₂O+2 =2OH^-

Так как ионы Zn²⁺ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(OH)₂.

Контрольные задания согласно варианта из приложения А (таблица А.1)

281. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие — анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

282. Железное изделие покрыли свинцом. Какое это покрытие — анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

283. Две железные пластинки, частично покрытые одна оловом, другая медью, находятся во влажном воздухе. На какой из этих пластинок быстрее образуется ржавчина? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок. Каков состав продуктов коррозии железа?

284. Какой металл целесообразней выбрать для протекторной защиты от коррозии свинцовой оболочки кабеля: цинк, магний или хром? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии. Какой состав продуктов коррозии?

285. Если опустить в разбавленную серную кислоту пластинку из чистого железа, то выделение на ней водорода идет медленно и со временем почти прекращается. Однако если цинковой палочной прикоснуться к железной пластинке, то на последней начинается бурное выделение водорода. Почему? Какой металл при этом растворяется? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

286. Цинковую и железную пластинки опустили в раствор сульфата меди. Составьте электронные и ионно‒молекулярные уравнения реакций, происходящих на каждой из этих пластинок. Какие процессы будут проходить на пластинках, если наружные концы их соединить проводником?

287. Как влияет рН среды на скорость коррозии железа и цинка? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии этих металлов.

288. В раствор электролита, содержащего растворенный кислород, опустили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка проходит интенсивнее? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

289. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары алюминий — железо. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

290. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

291. Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

292. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.

293. Как происходит атмосферная коррозия луженого железа и луженой меди при нарушении покрытия? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

294. Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, то начинающееся выделение водорода вскоре почти прекращается. Однако при прикосновении к цинку медной палочкой на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.

295. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворенный кислород. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.

296. Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие — анодное или катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

297. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары магний — никель. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

298. В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения соответствующих процессов.

299. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и в кислой среде.

300. Какое покрытие металла называется анодным, и какое — катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и катодного покрытия железа. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого медью, во влажном воздухе и в кислой среде.