Как составить схему коррозионного гальванического элемента

1. а)
   Алюминиевый электрод погружен в 5∙10^-4М
   раствор сульфата алюминия. Вычислить
   значение потенциала алюминиевого
   электрода.

Дано:

Металл
– Al

-?

РЕШЕНИЕ: Электродный потенциал алюминия рассчитываем по уравнению Нернста: = +

По
таблице 11.1 определяем стандартный
электродный потенциал алюминия

=
-1,67В.

Записываем уравнение
электродного процесса, протекающего
на поверхности алюминиевого электрода
в растворе соли:

Al
– 3ē = Al³⁺

n
– число электронов, участвующих в
электродном процессе.

Для
данной реакции n
равно заряду иона алюминия Al³⁺(n=3).

Рассчитываем
концентрацию ионов алюминия в растворе
Al₂(SO₄)₃:

=

∙α∙

Разбавленный
раствор Al₂(SO₄)₃
– сильный электролит.

Следовательно,
α = 1. По уравнению диссоциации Al₂(SO₄)₃:

Al₂(SO₄)₃
= 2Al³⁺
+ 3SO

число
ионов Al³⁺,
образующихся при диссоциации одной
молекулы Al₂(SO₄)₃
равно 2.

Следовательно,

=2

Тогда
= 5∙10^-4∙1∙2
=
моль/л.

Рассчитываем
электродный потенциал алюминиевого
электрода:

=
-1,67 +
= -1,73В.

Ответ:

= -1,73В.

б) Потенциал
цинкового электрода, погруженного в
раствор своей соли, равен (-0,75В). Вычислить
концентрацию ионов цинка в растворе.

Дано: Металл – Zn = -0,75 В -?

РЕШЕНИЕ: Электродный потенциал цинка определяется по уравнению Нернста: = +.

Откуда:

=.

По
таблице 11.1 определяем стандартный
электродный потенциал цинка

=
-0,76В, n
– равно заряду иона цинка Zn²⁺
(n=2).

Тогда:

== 0,338

=
10^0,338
моль/л. = 2,18 моль/л.

Ответ:
= 2,18 моль/л.

1. Составить
   две схемы гальванических элементов
   (ГЭ), в одной из которых олово служило
   бы анодом, в другой – катодом. Для одной
   из них написать уравнения электродных
   процессов и суммарной токообразующей
   реакции. Вычислить значение стандартного
   напряжения ГЭ.

РЕШЕНИЕ:

В
гальваническом элементе анодом является
более активный металл с меньшим
алгебраическим значением электродного
потенциала, катодом – менее активный
металл с большим алгебраическим значением
электродного потенциала.

По
таблице 11.1 находим

= -0,14В.

а) Олово является
анодом ГЭ.

В качестве катода
можно выбрать любой металл с

>

Выбираем,
например, медь

= + 0,34В. В паре Sn-
Cu
– олово будет являться анодом ГЭ, медь
– катодом. Составляем схему ГЭ:

А(-)
Sn
│ Sn²⁺
││ Cu²⁺
│ Cu(+)K

или

А(-)
Sn
│ SnSO₄
││ CuSO₄
│ Cu(+)K

Уравнения электродных
процессов:

НОК
ДМ

НаA(-)
Sn
– 2ē = Sn²⁺
1 – окисление

2

На
К(+) Cu²⁺
+ 2ē = Cu 1
– восстановление

Sn
+ Cu²⁺
= Sn²⁺
+ Cu
– суммарное ионно-моленкулярное
уравнение токообразующей реакции

Sn
+ CuSO₄
= SnSO₄
+ Cu
– суммарное молекулярное уравнение
токообразующей реакции;

Рассчитываем
стандартное напряжение ГЭ:

=

–

= + 0,34-(-0,14) = 0,48В

б) Олово является
катодом ГЭ.

В качестве анода
ГЭ можно выбрать любой металл с

<,
кроме щелочных и щелочноземельных
металлов, так как они реагируют с водой.

Выбираем,
например, магний

= -2,37В.

В
паре Mg-Sn
– магний является анодом, олово –
катодом.

Составляем схему
ГЭ:

А(-)
Mg
│ Mg²⁺
││ Sn²⁺
│ Sn(+)K

или

А(-)
Mg
│ MgSO₄
││ SnSO₄
│ Sn(+)K

1. Составить
   схему коррозионного гальванического
   элемента, возникающего при контакте
   железа с цинком в:

а)
атмосферных условиях (Н₂О
+ О₂);

б)
кислой среде (Н₂SO₄);

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

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

4

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

НаA(-)
Zn
– 2ē = Zn²⁺
1

2

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

4

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.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Железное изделие покрыли никелем. Какое это покрытие анодное или катодное? Почему? Составьте электрические уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в соляной кислоте (HCl). Какие продукты реакции получатся в первом и втором случае?

Решение задачи

1.Изделие находится во влажном воздухе, который является электропроводящей средой, следовательно, будет протекать электрохимическая коррозия.

При нарушении покрытия образуется гальванический элемент. Составим схему коррозионного  гальванического элемента:

Fe │ H₂O, O₂ │ Ni

Вода – это нейтральная среда, поэтому окислителем (деполяризатором) является кислород – О₂ воздуха. Следовательно, в этой схеме будет протекать электрохимическая коррозия с кислородной деполяризацией.

Никель имеет больший (-0,23 B) потенциал, чем железо (-0,44 B) (смотри таблицу электрохимических потенциалов металлов), поэтому в гальваническом элементе никель будет катодом (окислителем), железо – анодом (восстановителем).

(-) Fe │ H₂O, O₂ │ Ni (+)

Электроны двигаются от железа к никелю.
Запишем электронные уравнения процессов коррозии, протекающих на электродах, и составим суммарное уравнение процессов коррозии.

Составим молекулярное уравнение процесса коррозии окислительно-восстановительной реакции, протекающей при коррозии:

Вывод: коррозировать будет железо. Продуктом его коррозии является основание – гидроксид железа (II).

Ответ:

продукт процесса коррозии гидроксид железа (II).

2.Металлы находятся в кислой среде – растворе соляной кислоты (HCl). Раствор HCl – электролит, то есть электропроводящая среда, следовательно, будет протекать электрохимическая коррозия.

В данном случае среда кислая, поэтому окислителем (деполяризатором) является ион водорода (H⁺). Следовательно, в этой схеме будет протекать электрохимическая коррозия с водородной деполяризацией.

(-) Fe │ HCl │ Ni (+)

Электроны двигаются от железа к никелю.
Запишем электронные уравнения процессов коррозии, протекающих на электродах, и составим суммарное уравнение процессов коррозии.

Составим молекулярное уравнение процессов коррозии окислительно-восстановительной реакции, протекающей при коррозии:

Запишем вывод: при коррозии железа, находящегося в контакте с никелем, окисляется железо. Продуктом его коррозии является соль – хлорид железа (II). На никелевом электроде выделяется водород.

Ответ:

продукты процессов коррозии хлорид железа (II),  водород.

Электрохимические процессы на электродах при коррозии металла

Схема развития коррозии поверхности корпуса судна

Задача 139.
На окрашенной поверхности корпуса судна, имеющий дефекты в покрытии, коррозионный ток сосредоточен на поврежденных участках. Составьте схему развития коррозии, а так же рассчитайте потерю металла за месяц если сила коррозионого тока, с учетом зоны действия составила 0,05 А.
Решение:
Анодный процесс:

Fe⁰ – 2  = Fe²⁺

Катодный процесс в нейтральной среде:

1/2O₂ + H₂O + 2  = 2OH^–

Так как ионы Fe²⁺ с гидроксид-ионами OH^– образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Fe(OH)₂. Воздух окисляет его и образуется ржавчина, гидратированный оксид железа(III):

2Fе(ОН)₂ (тв.) +1/2О₂ (г.) + Н₂О (ж.)  = Fе₂О₃ ^. хН₂О (тв.).

По формуле объединенного закона электролиза:

m = Э^.I^.t/F = М^.I^.t/n.F = K^.I^.t, где

Э – эквивалентная масса вещества (молярная масса эквивалента); F– постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль или 96500 А.с/моль;. I – сила тока, А; t – время проведения электролиза, с; М – молярная масса вещества; n – число отданных или принятых электронов; К – электрохимический эквивалент вещества.
Рассчитаем потерю металла, получим:

m_потери(Fe) = (55,845 ^. 0,05 ^. 2592000)/(2 ^. 96500) = 7237512/193000 = 37,5 г.
 

---

Металлы, которые применяются дла катодного покрытия стали

Задача 140.
Какие металлы могут выполнять для стальных изделий роль катодных покрытий: Ni, Cr, Mn, Sn, Cu? Запишите схему коррозии никелированного железа и определите продукт коррозии во влажном воздухе?
Решение:
К катодным покрытиям относятся те металлы, у которых потенциал выше потенциала защищаемого металла. Анодными покрытиями являются металлы, у которых электродный потенциал в данных условиях более отрицателен, чем потенциал защищаемого металла.
По таблицам найдем стандартные электродные потенциалы: Fe (-0,441 В); Ni (-0,234 B), Cr (-0,74 B), Mn (-1,18 B), Sn (-0,141 B), Cu (+0,338 B).
Так как у никеля, олова и меди электродные потенциалы выше чем у железа, то эти металлы могут выполнять для стальных изделий роль катодных покрытий.

Схема коррозии никелированного железа

При покрытии железа никелем возникает коррозионная пара, в которой никель является катодом, а железо – анодом, так как железо имеет более отрицательный потенциал (-0,441 В), чем никель (0,234 В). При этом будут протекать следующие электрохимические процессы:

а) Во влажном воздухе:

Анодный процесс: Fe⁰ -2  = Fe²⁺
Катодный процесс: 1/2O₂ + H₂O + 2   = 2OH^–
Так как ионы Fe²⁺ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом атмосферной коррозии железа будет Fe(OH)₂. При контакте с кислородом воздуха Fe(OH)₂ быстро окисляется до метагидроксида железа FeO(OH), приобретая характерный для него бурый цвет:

4Fe(OH)₂ + О₂ = 4FeO(OH) + 2Н₂О

б) В растворе кислоты:

Анодный процесс: Fe⁰ -2  = Fe²⁺
Катодный процесс: 2Н⁺ + 2 = Н₂↑

Водород будет выделяться во внешнюю среду, а ионы железа Fe²⁺ с кислотными ионами будут образовывать соль, т. е. железо будет разрушаться с образованием ионов железа Fe²⁺. 

Таким образом, при покрытии железа никелем при повреждении или при образовании пор разрушается основной металл – железо. Это пример катодного покрытия металла. 
 

---

Коррозия железа в кислой среде

Задача 141.
В раствор хлороводородной (соляной) кислоты опустили железную пластинку и железную пластинку, частично покрытую никелем. В каком случае процесс коррозии железа протекает интенсивно? Составьте схемы коррозионных гальванических элементов и напишите электронные уравнения электродных процессов. Рассчитайте ЭДС гальванических элементов.
Решение:
Стандартные электродные потенциалы железа и никеля равны соответственно -0,44 В, -0,24 В.

а) Коррозия железной пластинки в растворе соляной кислоты

Окисляться, т.е. подвергаться коррозии, будет железо. Железо имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал (-0,44 В), чем водород (0,00 В), поэтому оно является анодом.
Электронные уравнения электродных процессов будут иметь вид:

Анод:         Fе⁰ – 2   = Fe²⁺ 
Катод:         2Н⁺ + 2   = Н₂↑

             Fe⁰ + 2H⁺ = Fe²⁺  + H₂↑

Так как ионы Fe²⁺ с ионами Cl^– образуют растворимую соль, придающую светло-бурую окраску раствора, то продуктом коррозии будет FeCl₂:

Fe²⁺ + 2Cl¯ = FeCl₂ (ионная форма);
Fe + 2HCl = FeCl₂ + Н₂↑ (молекулярная форма).

Образуется хлорид железа и при этом выделяется газообразный водород. Происходит интенсивное разрушение железной пластинки.
Схема коррозионного гальванического элемента будет иметь вид:

А(-)Fe|FeCl₂||2HCl|H₂(+)К

или в ионном виде:

А(–)Fe|Fe²⁺||2H⁺|H₂(+)К

б) Коррозия никелированного железа в растворе соляной кислоты

Окисляться, т.е. подвергаться коррозии, будет железо. Железо имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал (-0,44 В), чем никель (-0,24 В), поэтому оно является анодом, а никель – катодом.
Электронные уравнения электродных процессов будут иметь вид:

Анод:         Fе⁰ – 2   = Fe²⁺ 
Катод:         2Н+ + 2   = Н₂↑

Ионно-молекулярное уравнение:

             Fe⁰ + 2H⁺ = Fe²⁺  + H₂↑

Так как ионы Fe²⁺ с ионами Cl¯образуют растворимую соль, придающую светло-бурую окраску раствора, то продуктом коррозии будет FeCl₂:

Fe²⁺ + 2Cl¯ = FeCl₂ (ионная форма);
Fe + 2HCl = FeCl₂ + Н₂↑ (молекулярная форма).

Образуется хлорид железа и при этом выделяется газообразный водород. Происходит интенсивное разрушение железной пластинки. Ni менее активный металл, чем Fe – катодное покрытие.
Схема коррозионного гальванического элемента:

А(–)Fe|Fe²⁺||2H⁺|H₂(Ni)(+)К

При нарушении целостности катодного покрытия, между никелем и железом возникает гальваническая пара, и железо, являющееся более активным металлом, под воздействием гальванического тока начнет корродировать.

Выводы:
Разрушение (коррозия) железной пластинки, частично покрытой никелем будет протекать более интенсивно, чем обычной железной пластинки.

---