Написать уравнения электродных процессов и суммарной реакции процесса коррозии.

РЕШЕНИЕ:

По таблице 11.1 находим значение стандартных электродных потенциалов железа 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 В

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

Дано:   ε - ?

РЕШЕНИЕ: Для составления схемы ГЭ необхо-димо знать величины электродных потенциалов металлов – цинка и хрома. По таблице 11.1 определяем стан-дартные электродные потенциалы металлов:

= - 0,76 В, = - 0,74В.

Хлорид цинка диссоциирует по уравнению:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Сl^-.

= ∙α∙ = 1∙1∙1 = 1 моль/л,

α = 1 (ZnCl₂ – сильный электролит), = 1, поскольку условия стандартные = -0,76В.

Хлорид хрома (III) диссоциирует по уравнению:

CrCl₃ = Cr³⁺ + 3Сl^-

= ∙α∙ = 10^-3∙1∙1 = 10^-3 моль/л,

α = 1 (CrCl₃ – сильный электролит), = 1, поскольку условия отличны от стандартных, рассчитываем электродный потенциал хрома:

= + = -0,74 + lg10^-3= -0,80В

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 токообразующей 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)= 0,04В

Ответ: ε = 0,04В.

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 ∆_fG⁰(298К, Meⁿ⁺) рассчитать стандартное напряжение ГЭ и константу равновесия реакции при 298К.

= - 64,4 кДж/моль;

=- 84,94 кДж/моль.

Дано: = -64,4 кДж/моль = -84,94 кДж/моль Т = 298 К ε0 - ? Кс - ?

РЕШЕНИЕ: На основании реакции, приведенной в условии задачи, составляем уравнения электродных процессов:

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:

= - z∙F∙ε⁰,
= - =
= -84,94-(-64,4) = -20,54 кДж,

ε⁰ =

z = 2, F = 96500 Кл/моль.

Рассчитываем константу равновесия токообразующей реакции (К_c).

= - 2,303∙R∙T∙lgK_c;

lgK_с =

K_с = 10^3,6 = 3981

Ответ: ε⁰ = 0,106В, K_с = 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 таблице 11.1 находим значения стандартных электродных потенциалов железа и никеля:

= - 0,44В, = - 0,26В.

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)

Дано: τ = 40 мин V(газа) = 0,5 см3 S = 20 см 2   KV -? Km - ?

Рассчитываем объемный показатель коррозии KV по формуле: KV = , см3/м2∙час. При расчете KV принимаем: S – [м2], τ - [час], V(газа) – [см3].

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

Следовательно, V_(газа) = .

Тогда, K_V = = 375 см³/м²∙час.

10^-4 – коэффициент пересчета, см² в м².

Рассчитываем весовой показатель коррозии K_m по формуле:

K_m = , г/м²∙час.

В процессе коррозии разрушению подвергается железо и выделяется водород.

Следовательно:

М_эк(Ме) = М_эк(Fe) = =28 г/моль,

= 11200 см³/моль.

K_m = = 0,94 г/м²∙час.

Ответ: K_V = 375 см³/м²∙час, K_m = 0,94 г/м²∙час.

б)

Дано: τ = 120 мин = 3,7·10-3 г. S = 20 см 2 ρFe = 7,9 г/см3   Km - ? П -?

Рассчитываем весовой показатель коррозии Km по формуле: Km = , г/м2∙час. Коррозии подвергается железо. Тогда потеря массы металла .

При расчете K_m принимаем: - [г]; S – [м²], τ - [час].

Тогда: K_m = = = 0,925 г/м²∙час.

Рассчитываем глубинный показатель коррозии по формуле:

П = = мм/год.

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

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ

Таблица 11.1. Процессы протекающие на катоде при электролизе водных растворов

В	Катио-ны в вод- ном рас- творе	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 этих металлов на катоде не восстанавли-ваются, а концентри-руются в околокатодном пространстве (католите). На катоде восстанавливаются только молекулы воды: 2Н2О + 2ē = 2ОН- + Н2
-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+ + nē = 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 этих металлов Меn+ + nē = Me

Таблица 11.2. Последовательность окисления анионов на инертном аноде в водном растворе.

Очередность окисления анионов	Процессы окисления на аноде.
1.	Окисляются анионы бескислородных кислот (Cl-, Br-, J-, S2-, и др.) Например: 2Cl- -2ē = Cl2
2.	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 – nē = Meⁿ⁺

УРОВЕНЬ А

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

Какие продукты выделяются на катоде и аноде?

Дано: а)CuCl2, б) NaОН. Анод инертный 1. Схема электролиза-? 2. Продукты электролиза-?

РЕШЕНИЕ а) CuCl2 = Cu2+ + 2Cl-, Схему электролиза составляем в соответствии с таблицами 11.1 и 11.2: K(-) A(+) инертный Cu2+ + 2ē = Cu 2Cl-- 2ē = Cl2 H2O H2O

На катоде выделяется Cu, на аноде выделяется Cl₂.

б) NaОН = Na⁺ + ОН^-

K(-) A(+) инертный

Na⁺ 4ОН - 4ē = О₂ + 2H₂О

2H₂O+2ē = H₂+2OH^-

На катоде выделяется Н₂, на аноде выделяется О₂.

2.Составить схемы электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата никеля (II) , если: а) анод инертный, б) анод никелевый. Какие продукты выделяются на катоде и аноде?

Дано: NiSO4 а) анод инертный б) анод никелевый   1. Схема электролиза-? 2. Продукты электролиза-?

РЕШЕНИЕ   а) анод – инертный NiSO4 = Ni2+ + Схему электролиза составляем в соответствии с таблицами 11.1. и 11.2:

K(-) A(+) инертный

Ni²⁺ + 2ē = Ni

2H₂O+2ē=H₂+2OH^- 2H₂O-4ē=О₂+4H⁺

На катоде выделяется Ni и H₂ , на аноде выделяется О₂.

б) анод – никелевый:

NiSO₄ = Ni²⁺ +

K(-) A(+) (Ni)

Ni²⁺ + 2ē = Ni , Н₂О

2H₂O+2ē = H₂+2OH^- Ni - 2ē = Ni²⁺

На катоде выделяется Ni и H₂, на аноде растворяется Ni.

3.При электролизе растворов а) нитрата кальция, б) нитрата серебра на аноде выделяется 560 мл газа (н.у.). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Определить какое вещество и в каком количестве выделилось на катоде? Анод инертный.

Дано: Электролиты: а) Ca(NO3)2 б) AgNO3 = 560 см3 Анод инертный   1. Схема электролиза-? 2. -? 3. -? 4. -?

РЕШЕНИЕ а) Ca(NO3)2 = Ca2+ + 2 Схема электролиза: K(-) A(+) инертный Ca2+ 2H2O+2ē=H2+2OH- 2H2O - 4ē = О2+4H+ На катоде выделяется Н2, на аноде выделяется О2 По закону эквивалентов: nэк (В1)(анод) = nэк (В2)(катод)

В соответствии со схемой электролиза:
n_эк (О₂)(анод) = n_эк (Н₂)(катод) или ,

откуда

= = = 1120 см³,

= 11200 см³/моль

= 5600 см³/моль.

На катоде выделилось 1120 см³ водорода.

Ответ: 1120 см³ водорода.

б) AgNO₃ = Ag⁺ +

Схема электролиза:

K(-) A(+) инертный

Ag⁺ + ē = Ag

H₂O 2H₂O-4ē=О₂+4H⁺

На катоде выделяется Ag, на аноде выделяется О₂.

По закону эквивалентов: n_эк(Ag)(катод) = n_эк(О₂)(анод) или , откуда = = 10,8 г.

где

На катоде выделилось 10,8 г серебра.

Ответ: 10,8 г серебра.

УРОВЕНЬ В

Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов водного раствора сульфата калия (анод инертный). Определить какие вещества и в каком количестве выделяются на катоде и аноде, если проводить электролиз в течение четырех часов при силе тока 2А. Температура 298К, давление 99 кПа.

Дано: Электролит: K2SO4 τ = 4 ч Т = 298 К I = 2 A Р = 99 кПа Анод инертный 1. Схема электролиза-? 2. (катод) - ? 3. (анод) - ?

РЕШЕНИЕ K2SO4 = 2K+ + Схема электролиза: K(-) A(+) (инертный) K+ 2H2O + 2ē = 2H2O - 4ē = = H2 + 2OH- = О2 + 4H+ На катоде выделяется H2, на аноде выделяется О2 По закону Фарадея объемы водорода и кислорода, выделившиеся при (н.у.):

= = 3,34 л.

где = 11,2 л/моль.

F = 96500 Кл/моль, если τ – cек,

F = 26,8 А∙ч/моль, если τ – час.

= = 1,67 л,

где = 5,6 л/моль, т.е. = 2

Объем водорода при заданных условиях отличных от нормальных определяем из уравнения:

,

откуда: = = 3,73 л

Объем кислорода при заданных условиях:

= 1/2 = 1,865 л.

Ответ: 3,73 л водорода, 1,865 л кислорода.

2.Металлическую деталь, площадь поверхности которой равна 100 см², необходимо покрыть слоем электролитически осажденной меди из раствора хлорида меди (II). Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов, если анод медный. Сколько времени должно длиться осаждение при силе тока 8А и выходе по току 98%, если толщина покрытия 0,15 мм. Плотность меди – 8,9 г/см³.

Дано: Электролит: CuCl2 S = 100 см2 h = 0,15 мм I = 8 A BT = 98 % ρCu = 8,9 г/см3 Анод медный Схема электролиза-? Время электролиза, τ -?

РЕШЕНИЕ CuCl2 = Cu2+ + 2Cl- Схема электролиза: K(-) A(+) (Cu) Cu2+ + 2ē = Cu Cl- H2O H2O Cu – 2ē = Cu2+ На катоде выделяется Cu, на аноде растворяется Cu. ВТ= ; mCu(факт) = mCu(теор)·ВТ

По закону Фарадея с учетом выхода по току (ВТ) масса меди, фактически выделившейся на катоде равна:

m_Cu(факт) = .

Масса меди, необходимая для получения медного покрытия:

m_Cu(факт) = S∙h∙ρ (г), где S – см², h – см, ρ – г/см³.

S∙h∙ρ_Cu = ,

откуда
τ = 1,43 часа,

где M_эк(Cu) = = 32 г/моль

F = 26,8 – А∙ч/моль,

10^-1 – коэффициент пересчета мм в см.

Ответ: 1,43 часа.

3.Определить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если для выделения всего серебра из 75 см³ этого раствора потребовалось пропустить ток силой 4А в течение 25 минут. Составить схему электролиза и написать уравнения электродных процессов. Анод инертный. Выход по току серебра 100%.

Дано: Электролит: AgNO3 I = 4 A = 75 см3 τ = 25 мин Анод инертный Схема электролиза-? - ?

РЕШЕНИЕ AgNO3 = Ag+ + Схема электролиза: K(-) A(+) инертный Ag+ + ē= Ag H2O 2H2O - 4ē = О2 + 4H+ На катоде выделяется Ag, на аноде выделяется О2.

Молярная концентрация эквивалента раствора AgNO₃:

=

По закону эквивалентов: n_эк(AgNO₃) = n_эк(Ag),

n_эк(Ag) = ,

где m_Ag – масса серебра, выделившегося при электролизе с учетом 100 % выхода по току.

m_Ag = , откуда

= = n_эк(Ag) = n_эк(AgNO₃)

Молярная концентрация эквивалента раствора AgNO₃:

= = 0,83 моль/л.
где τ – c, F – 96500 Кл/моль, V_р-ра – л.

60 – коэффициент пересчета мин. в сек.

10^-3 – коэффициент пересчета см³ в л.

Ответ: = 0,83 моль/л.