Коррозия как составить электронные уравнения - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Составление электронных уравнений анодного и катодного процессов происходящих при коррозии

Решение задач на коррозию металлов

Задание 287.
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?
Решение:
Магний имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал (-2,36 В), чем никель (-0,24 В), поэтому он является анодом, никель – катодом.

Анодный процесс – окисление металла: Mе⁰ — 2 = Mеⁿ⁺

и катодный процесс – восстановление ионов водорода (водородная деполяризация) или молекул кислорода (кислородная деполяризация). Поэтому при коррозии пары Mg — Ni с водородной деполяризацией происходит следующие процессы:

Анодный процесс: Mg⁰ — 2 = Mg²⁺
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н⁺ + 2 = Н₂↑

Продуктом коррозии будет газообразный водород соединение магния с кислотным остатком (соль).

При коррозии пары Mg — Ni в атмосферных условиях на катоде происходит кислородная деполяризация, а на аноде – окисление магния:

Анодный процесс: Mg⁰ — 2 = Mg²⁺
Катодный процесс: в нейтральной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2OH^—
в нейтральной или в щелочной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2OH^—

Так как ионы Mg²⁺ с гидроксид-ионами ОН^— образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Mg(OH)₂.

Задание 288.
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.
Решение:
а) При помещении цинковой пластинки в раствор хлороводородной (соляной) кислоты происходит реакция замещения:

Zn + 2HCl = ZnC_l2 + H₂↑

Через некоторое время цинковая пластинка в растворе разбавленной соляной кислоте пассивируется оксидной плёнкой, образующейся при взаимодействии цинка с кислородом растворённым в воде по схеме: Zn + 1/2 O₂ = ZnO, поэтому коррозия цинка вскоре замедлится.

б) При помещении цинковой пластинки, частично покрытой медью, в раствор соляной кислоты образуется гальваническая пара Zn — Cu, в которой цинк будет анодом, а медь – катодом. Происходит это так, потому что цинк имеет более электроотрицательный электродный потенциал (-0,763 В), чем медь (+0-,34 В).

Анодный процесс: Zn⁰ — 2 = Zn²⁺;
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н⁺ + 2 = Н₂↑

Ионы цинка Zn²⁺ с ионами хлора Cl^— будут давать соль ZnCl₂ – сильный электролит, а водород будет интенсивно выделяться в виде пузырьков газа. Этот процесс будет бурно протекать до тех пор пока не закончится приход ионов водорода Н⁺ соляной кислоты или пока полностью не растворится цинковая пластинка. Ионно-молекулярное уравнение коррозии:

Zn⁰ + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂О↑

Молекулярная форма уравнения:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Задание 289.
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.
Решение:
Химически чистое железо более стойко к коррозии, потому что с кислородом образует на поверхности оксидную плёнку, которая препятствует дальнейшему разрушению металла. Техническое железо содержит примеси различных металлов и неметаллов, которые образуют различные гальванические пары железо — примесь. Железо, имея отрицательный стандартный электродный потенциал (-0,44 В) со многими примесями, потенциал которых значительно положительнее, является анодом, а примеси – катодом:

Анодный процесс: Fe⁰ -2   = Fe²⁺
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н⁺ + 2   = Н₂↑
в нейтральной или в щелочной среде: 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

Источник

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.

Источник

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6de83e42d86f94e6 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Составление электронных уравнений анодного и катодного процессов происходящих при коррозии

Решение задач на коррозию металлов

Анодный процесс – окисление металла: Mе 0 — 2 = Mе n+

Анодный процесс: Mg 0 — 2 = Mg 2+
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н₂↑

Продуктом коррозии будет газообразный водород соединение магния с кислотным остатком (соль).

Анодный процесс: Mg 0 — 2 = Mg 2+
Катодный процесс: в нейтральной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2OH —
в нейтральной или в щелочной среде: 1/2O 2 + H 2 O + 2 = 2OH —

Так как ионы Mg 2+ с гидроксид-ионами ОН — образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Mg(OH)₂.

Анодный процесс: Zn 0 — 2 = Zn 2+ ;
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н₂↑

Ионы цинка Zn 2+ с ионами хлора Cl — будут давать соль ZnCl₂ – сильный электролит, а водород будет интенсивно выделяться в виде пузырьков газа. Этот процесс будет бурно протекать до тех пор пока не закончится приход ионов водорода Н + соляной кислоты или пока полностью не растворится цинковая пластинка. Ионно-молекулярное уравнение коррозии:

Zn 0 + 2H + = Zn 2+ + H₂О↑

Молекулярная форма уравнения:

Анодный процесс: Fe 0 -2 = Fe 2+
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н₂ ↑
в нейтральной или в щелочной среде: 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2OH —

Так как ионы Fe 2+ 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:

1.4.8. Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — такие реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Изменение степеней окисления происходит из-за полной или частичной передачи электронов от одних атомов к другим:

Поскольку электроны имеют заряд «-1» , следовательно, понижение степени окисления атома химического элемента происходит в результате приобретения им дополнительных электронов.

Процесс приобретения атомом дополнительных электронов называется восстановлением:

Вещество, которое содержит восстанавливающиеся атомы, называют окислителем.

В примере выше окислителем является азотная кислота HNO₃.

Аналогично повышение степени окисления происходит в том случае, когда атом элемента теряет некоторое количество своих электронов. Процесс потери атомом электронов называют окислением:

Химическое вещество, которое содержит окисляющиеся атомы, называют восстановителем. В указанном примере восстановителем является фосфин PH₃.

Виды окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные ОВР

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции, в которых атомы окислителя и атомы восстановителя находятся в разных веществах. Например:

Внутримолекулярные ОВР

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции — такие реакции, в которых атомы восстановителя и атомы окислителя содержатся в одном веществе. Например:

Реакции диспропорционирования

Реакциями диспропорционирования называют такие реакции, в которых атомы одного химического элемента, являются окислителями и восстановителями и при этом находятся в одном веществе. Такие реакции также называют реакциями самоокисления-самовосстановления. Например, к таким реакциям относятся все реакции взаимодействия галогенов с растворами щелочей:

Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса — метод расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции, основанный на том, что количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем.

Алгоритм расстановки коэффициентов данным методом выглядит следующим образом:

1) Следует записать схему реакции, указав формулы всех реагентов и продуктов. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с фосфором образуется фосфорная кислота, диоксид серы и вода:

2) Далее следует расставить все степени окисления и найти те элементы, у которых изменилось значение степени окисления.

3) После расстановки степеней окисления химических элементов находят те элементы, которые изменили свои степени окисления. Далее записывают уравнения полуреакций окисления и восстановления. В нашем случае они имеют вид:

4) Поскольку количество отдаваемых электронов восстановителем должно быть равно количеству принимаемых электронов окислителем, далее следует подобрать дополнительные множители к записанным полуреакциям:

5) Подобранные к полуреакциям множители переносятся в схему реакции:

6) Отталкиваясь от тех коэффициентов, которые уже известны из электронного баланса, оставшиеся коэффициенты расставляют методом подбора:

Примечание:

Следует отметить, что если в одной структурной единице какого-либо участника реакции содержится не один атом химического элемента, изменившего степень окисления, а 2 или больше, то это обязательно следует учитывать при записи уравнений полуреакций. Обратите внимание на составление электронного баланса для реакции горения этана в кислороде:

Как можно видеть в первом уравнении полуреакции, мы учли то, что в левой части уравнения уже сразу содержится не менее двух атомов углерода, поскольку одна формульная единица C₂H₆ содержит два атома C. По этой причине мы поставили коэффициент 2 перед атомами углерода в левой и правой частях полуреакции, а также удвоили количество «уходящих» электронов (14 вместо 7-ми).

Во второй полуреакции мы также учли, что в левой части уравнения реакции не может быть менее двух атомов кислорода, поскольку 2 атома O содержатся в одной молекуле O₂. Однако как вы могли заметить, в случае простого вещества кислорода мы не стали писать 2O, а записали O₂. Также следует поступать и в случае других простых молекулярных веществ, например, O₂, F₂, Cl₂, N₂, H₂ и т.д.

Очевидно, что электронный баланс — не самая сложная часть в процессе составления уравнения окислительно-восстановительной реакции. Часто трудности возникают в том, какие продукты записывать в правой части схемы реакции.

Для того чтобы записывать уравнения ОВР, не нужно пытаться выучить все возможные реакции, тем более, что это невозможно в принципе. Надо учиться их составлять. В первую очередь, что действительно следует выучить, так это формы существования окислителей и восстановителей до и после реакции в зависимости от среды раствора. Среда раствора определяется по наличию или отсутствию среди реагентов кислоты или щелочи. Также всегда нужно помнить, что в качестве возможных продуктов не следует писать формулы веществ, реагирующих с остальными продуктами и/или со средой. Так, например, в продуктах не может быть кислоты, если изначально среда раствора щелочная и наоборот. В общем, говоря более простыми словами, все продукты должны быть химически «безразличны» друг к другу, а также к среде раствора (исключение — электролиз).

Ниже представлены основные окислительно-восстановительные переходы окислителей и восстановителей в зависимости от среды. Во многих случаях указаны не целые формулы веществ, а формулы ионов, входящих в их состав. В таком случае для записи уравнения реакции в молекулярном виде формулу иона требуется дополнить противоионами. Катионы металлов, чаще всего, объединяют с кислотными остатками, если среда кислая, а анионы с катионами металлов (если среда щелочная) или водорода, если среда кислая или нейтральная.

Окислители

Восстановители

Коррозия металлов и способы защиты от нее

Коррозией металла называют процесс его самопроизвольного разрушения в результате контакта с окружающей средой.

Коррозия бывает химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия — вид коррозии, при котором металл разрушается из-за его взаимодействия с газами или жидкостями, не проводящими электрический ток. Так, например, к химической коррозии относится образование окалины при взаимодействии железа с кислородом при высоких температурах, а также разрушение металлического оборудования под действием нефтяных фракций, содержащих сернистые соединения.

Электрохимической коррозией называют разрушение металла в растворе электролита вследствие возникновения в данной системе электрических токов. Электрические токи, способствующие коррозии, возникают в тех случаях, когда в растворе электролита изделие из металла контактирует с другим менее активным металлом. Также такие токи могут появляться из-за химической неоднородности металлического материала, из которого выполнено изделие.

Так, например, из-за электрохимической коррозии страдают подводные части судов, паровые котлы, трубопроводы, металлические конструкции в почве и т.д.

Способы защиты металлов от коррозии

1) Контроль условий, в которых эксплуатируется металлическое оборудование. Например, хранение и использование изделий из стали на открытом воздухе нежелательно и этого, по возможности, следует избегать. Эксплуатация металлического оборудования в помещениях с низкой влажностью существенно продлит его срок службы.

2) Создание защитных покрытий, изолирующих металлоконструкцию от контакта с окружающей средой. Среди таких покрытий различают:

— неметаллические покрытия — всевозможные краски, лаки, эмали, а также пленки из таких полимеров, как полиэтилен, поливинилхлорид и т.д.;

— химические покрытия (оксидные, нитридные, фосфатные и т.д.) (Такие покрытия получают специальной химической обработкой поверхности металла.);

Металлические покрытия получают нанесением на защищаемую металлическую конструкцию тонкого слоя другого металла (чаще всего с помощью процесса электролиза).

При этом, если в качестве покрытия используется менее активный металл, то такое покрытие будет защищать металлоконструкцию только при условии его целостности. В случае, если целостность такого покрытия будет нарушена, защищаемый металл будет ускоренно корродировать.

Также широко используется покрытие металлоконструкций более активным металлом. Например, распространено использование так называемого оцинкованного железа. Такое покрытие защищает металлические объекты даже при нарушении его целостности, поскольку пока практически полностью не исчезнет слой покрытия из более активного металла, коррозия металла, из которого сделан защищаемый объект, не начнется.

3) Электрохимические методы защиты:

— катодная защита — вид защиты, при котором металлический объект подключается с помощью проводников к катоду внешнего источника тока либо же приводится в контакт с более активным металлом.

Частный случай катодной защиты, при котором металлическая конструкция приводится в контакт с более активным металлом, называют протекторной защитой.

4) Изменение химических свойств среды, в которой эксплуатируется металлическое изделие, в частности:

— добавление в среду веществ, замедляющих коррозию (ингибиторов коррозии).

— дегазация среды (удаление растворенных в ней газов, в частности, кислорода). Например, такой метод работает для защиты от ржавления железа, поскольку в процессе ржавления железа активное участие принимает не только вода, но и кислород:

источники:

http://buzani.ru/zadachi/khimiya-shimanovich/952-elektronnye-uravneniya-anodnogo-i-katodnogo-protsessov-zadachi-287-289

http://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii-i-korrozija

Источник

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,

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.

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

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

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

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

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.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Источник

Составление электронных уравнений анодного и катодного процессов происходящих при коррозии

Решение задач на коррозию металлов

Анодный процесс – окисление металла: Mе 0 — 2 = Mе n+

Анодный процесс: Mg 0 — 2 = Mg 2+
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н₂↑

Продуктом коррозии будет газообразный водород соединение магния с кислотным остатком (соль).

Так как ионы Mg 2+ с гидроксид-ионами ОН — образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Mg(OH)₂.

Анодный процесс: Zn 0 — 2 = Zn 2+ ;
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н₂↑

Zn 0 + 2H + = Zn 2+ + H₂О↑

Молекулярная форма уравнения:

Уравнение анодного и катодного процессов коррозии

8.2 ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ

Причиной электрохимической коррозии * является возникновение на поверхности металла короткозамкнутых гальванических элементов *.

В тонком слое влаги, обычно покрывающем металл, растворяются кислород, углекислый, сернистый и другие газы, присутствующие в атмосферном воздухе. Это создает условия соприкосновения металла с электролитом *. Различные участки поверхности любого металла обладают разными потенциалами. Причинами этого могут быть наличие примесей в металле, различная обработка отдельных его участков, неодинаковые условия (окружающая среда), в которых находятся различные участки поверхности металла. При этом участки поверхности металла с более электроотрицательным потенциалом становятся анодами и растворяются.

Электрохимическая коррозия может развиваться в результате контакта различных металлов. В этом случае будет возникать не микр о- , а макрогальванопара , и коррозия называется контактной (см. детальную классификацию видов коррозии). Сочетания металлов, сильно отличающихся значениями электродных потенциалов *, в технике недопустимы (например, алюминий – медь). В случае коррозии, возникающей при контакте какого-либо металла со сплавом, последний имеет потенциал, соответствующий наиболее активному металлу, входящему в состав сплава. Например, при контакте латуни (сплав цинка и меди) с железом корродировать будет латунь за счет наличия в ней цинка.

Представим схематично работу короткозамкнутого гальванического элемента, возникающего на поверхности металла, подверженного коррозии в электролите * (рисунок 8.1). Анодный участок имеет более электроотрицательный потенциал, поэтому на нем идет процесс окисления металла. Образовавшиеся в процессе окислен ия ио ны переходят в электролит, а часть освободившихся при этом электронов может перемещаться к катодному участку (на рисунке 8.1 показано стрелками). Процесс коррозии будет продолжаться в том случае, если электроны, перешедшие на катодный участок, будут с него удаляться. Иначе произойдет поляризация электродов *, и работа коррозионного гальванического элемента прекратится.

Рисунок 8.1 – Схема электрохимической коррозии. Д – деполяризатор

Процесс отвода электронов с катодных участков называется деполяризацией. Вещества, при участии которых осуществляется деполяризация, называются деполяризаторами. На практике чаще всего приходится встречаться с двумя типами деполяризации: водородной и кислородной. Тип деполяризации (катодный процесс) зависит от реакции среды раствора электролита.

В кислой среде электрохимическая коррозия протекает с водородной деполяризацией. Рассмотрим коррозию железной пластинки с примесями меди во влажной хлористоводородной атмосфере Имеется в виду атмосфера с примесью газообразного HCl. . В этом случае железо будет анодом ( E ° = –0,44В), а медь – катодом ( E ° =+0,34В). На анодном участке будет происходить процесс окисления железа, а на катодном – процесс деполяризац ии ио нами водорода, которые присутствуют в электролите:

А: Fe – 2e → Fe 2+ – окисление

К: 2 H + + 2e → H₂ ↑ – восстановление

Схема возникающего короткозамкнутого гальванического элемента выглядит следующим образом:

A (–) Fe | HCl | Cu (+) К

В нейтральной среде коррозия протекает с кислородной деполяризацией, т.е. роль деполяризатора выполняет кислород, растворенный в воде. Этот вид коррозии наиболее широко распространен в природе: он наблюдается при коррозии металлов в воде, почве и в незагрязненной промышленными газами атмосфере. Если коррозии во влажном воздухе подвергается железо с примесями меди, то электродные процессы можно записать в виде:

(А) Fe – 2e → Fe 2+ – окисление

(К) 2 H₂O + O₂ + 4e → 4 OH – – восстановление

У поверхности металла в электролите протекают следующие реакции:

Fe 2+ + 2 OH – → Fe( OH)₂

Основная масса черных металлов разрушается вследствие процесса ржавления, в основе которого лежат вышеуказанные реакции.

Коррозия металла в результате неравномерного доступа кислорода . Случаи электрохимической коррозии, возникающей вследствие неравномерной аэрации кислородом различных участков металла, очень часто встречаются в промышленности и в подземных сооружениях. Примером может служить коррозия стальной сваи, закопанной в речное дно (рис 8.2).

Рисунок 8.2 – Коррозия в результате неравномерного доступа кислорода. Б – техническое сооружение; А – анодный участок; К – катодный участок.

Часть конструкции, находящаяся в воде, омывается растворенным в ней кислородом и, в случае возникновения условий для электрохимической коррозии, будет выполнять роль катода. Другая же часть конструкции, находящаяся в почве, будет анодом и подвергнется разрушению.

Электрохимическая коррозия металлов

Коррозией металлов называют самопроизвольное разрушение металлов под действием различных окислителей из окружающей среды.

В реальных условиях коррозии обычно подвергаются технические металлы, содержащие примеси других металлов и неметаллических веществ.

Механизм электрохимической коррозии в таких металлах аналогичен механизму процессов, протекающих в короткозамкнутых гальванических элементах, в которых на участках с более отрицательным потенциалом идет процесс окисления (разрушение металлов), а на участках с более положительным потенциалом процесс восстановления окислителя (коррозионной среды).

Наиболее часто встречаются окислители (деполяризаторы):

· ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией)

2Н + + 2 ē = Н ₂ (в кислой среде),

2Н₂О + 2 ē = Н₂ + 2ОН — (в нейтральной и щелочной средах);

O₂ + 4 ē + 4Н + = 2Н₂О (в кислой среде);

О₂ +4 ē + 2Н₂О = 4ОН — (в щелочной и нейтральной средах).

Методика рассмотрения работы гальванопары при электрохимической коррозии.

· Составляют схему гальванопары:

· Выписывают стандартные потенциалы металлов и окислителей коррозионной среды (табл.П.7), определяют восстановитель (меньший потенциал), окислитель (больший потенциал).

· Записывают уравнения процессов окисления и восстановления и суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при гальванокоррозии.

· Указывают направление движения электронов.

Пример 1.Гальванопара алюминий —железо в воде (среда нейтральная). В воде растворен кислород.

· Схема гальванопары Al / H₂O, O₂ / Fe

· Потенциалы = —1,88 B; = —0,46B;

= + 0,814B.

Восстановитель – Al, окислитель — О₂.

· Al(—): 4 Al — 3 ē + 3Н₂О = Al(OH)₃+ 3Н + —процесс окисления;

Fe(+): 3 О₂ + 4 ēē + 2Н₂ О = 4ОН — —процесс восстановления

· Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

(—) Al/ Fе (+) ē

О₂ , Н₂О

Пример 2. Определить процессы, протекающие при коррозии луженого железа (среда – влажный воздух, содержащий кислород, пары воды и ионы Н + ), если нарушена сплошность покрытия.

· Потенциалы:= —0,44 B; = —0,136 B;

= + 1,228 B.

Восстановитель – железо, окислитель – кислород.

·Fe(—): 2 Fe — 2ē = Fe 2+ – процесс окисления

Sn(+): 1 О₂ + 4 ē + 4Н + =2Н₂О – процесс восстановления

2Fe + О₂ + 4Н + = 2Fe 2+ + 2Н₂О

При нарушении целостности покрытия будет разрушаться Fe.

· Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:

(—) Fe/ Sn (+) ē

О₂ , Н +

Пример 3. Рассмотреть коррозию детали из железа и алюминия в щелочной среде (КОН), если растворенный кислород отсутствует.

· Схема гальванопары: Al / КОН/ Fe

· Потенциалы: = —2,36 B; = —0,874 B;

= — 0,827 B. Восстановитель —алюминий, окислитель — вода.

· Al(—): 2 Al — 3ē + 4OH — = AlO₂ — + 2H₂O – процесс окисления

Fe(+): 3 2 H₂O + 2 ē = 2 OH — + H₂ – процесс восстановления

2 Al + 2 OH — + 2H₂O = 2 AlO₂ — + 3 H₂

· Направление перемещения электронов в системе:

(—) Al/ Fe (+) ē

H₂O, KOH

Задание к подразделу 4.4

Рассмотрите коррозию гальванопары, используя потенциалы (табл. П.7), укажите анод и катод соответствующей гальванопары в различной коррозионной среде, рассчитайте ЭДС, напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе.

Номер задания	Коррозионная среда
а) H₂O + O₂	б) NaOH + H₂O	в) H₂O + Н +
321.	Fe / Zn	Zn / Al	Pb / Zn
322.	Fe / Ni	Fe / Zn	Al / Cu
323.	Pb / Fe	Cd / Cr	Al / Ni
324.	Cu / Zn	Al / Cu	Sn / Cu
325.	Zn / Fe	Fe / Cr	Co / Al
326.	Zn / Al	Pb / Zn	Cr / Ni
327.	Cr / Cu	Pb / Cr	Bi / Ni
328.	Cu / Al	Cr / Zn	Fe / Mg
329.	Zn / Sn	Mg / Cd	Cr / Bi
330.	Co / Mg	Zn / Fe	Pb / Al
331.	Pb / Zn	Bi / Ni	Cd / Al
332.	Bi / Ni	Cu / Zn	Fe / Ni
333.	Fe / Mg	Fe / Cu	Co / Cd
334.	Sn / Fe	Pb / Zn	Cr / Fe
335.	Cr / Fe	Fe / Mg	Co / Cu
336.	Fe / Cr	Cr / Cu	Cr / Cu
337.	Fe / Cu	Cd/ Zn	Cd/ Zn
338.	Zn / Cu	Cr / Ni	Cr / Cd
339.	Mg / Cu	Cr / Cd	Zn / Al
340.	Sn / Cu	Bi / Ni	Bi / Ni

Электролиз растворов

Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и электролита.

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, он заряжен отрицательно. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, он заряжен положительно.

При электролизе водных растворов могут протекать процессы, связанные с электролизом воды, т.е. растворителя.

Катодные процессы

На катоде возможно восстановление:

· катионов металла Ме n+ + nē = Me;

· катиона водорода (свободного или в составе молекул воды):

2H + + 2ē = H ₂ ( в кислой среде) ;

2H₂O + 2 ē =H ₂+ 2 OH — ( в нейтральной и щелочной средах).

Для выбора приоритетного процесса следует сравнить стандартные электродные потенциалы металла и водорода (табл. П.6, П.7). Потенциал восстановления катионов водорода необходимо использовать с учетом перенапряжения, » —1 В.Все металлы по своему поведению при электролизе водных растворов можно разделить на 3 группы.

1. Активные металлы (Li — Al) из-за низкой окислительной способности их ионов на катоде не осаждаются, вместо них идет восстановление ионов водорода.

2. Металлы средней активности (Mn, Zn, Fe, Sn) могут осаждаться на катоде с одновременным выделением водорода.

3. Малоактивные металлы (стоящие в ряду напряжений после водорода) из-за высокой окислительной способности их ионов осаждаются на катоде без выделения водорода.

Анодные процессы

На аноде возможны процессы окисления:

· материала анода Ме — nē = Me n +

Анионы кислородосодержащих кислот, имеющие в своем составе атом

элемента в высшей степени окисления (SO₄ 2 — , NO₃ — и др.), при электролизе водных растворов на аноде не разряжаются.

С учетом перенапряжения величину потенциала выделения кислорода нужно считать равной 1,8 В.

Пример 1. Электролиз водного раствора сульфата калия с инертными электродами:

(-) Kатод K + H₂O(+) Aнод SO₄ 2 — H₂O

= — 2,92 B ; = -1 B. Сульфат-ионы не разряжаются.

Так как> , » 1,8 B.

происходит восстановление воды: 2H₂O — 4ē = O₂ + 4 H +

среда щелочная среда кислая

Пример 2. Электролиз водного раствора хлорида олова с инертными электродами:

SnCl ₂ = Sn 2+ + 2Cl —

(-) Kатод Sn 2 + , H₂O(+) Aнод Cl — , H₂O

= — 0,136 B ; = -1B. = 1,36 В ; » 1,8 B.

Так как> , Так как , идет идет процесс восстановления процесс окисления ионов Сl — :

ионов олова: Sn 2+ + 2 ē = S n 2Cl — — 2 ē = Cl ₂

Пример 3. Электролиз сульфата меди с медным анодом:

(-) Kатод Cu 2+ H₂O (+) Aнод —Сu SO₄ 2 — H₂O

= + 0,34 B ; = -1 B. = + 0,34 B; » 1,8 B.

Так как> , Сульфат-ионы не разряжаются.

происходит восстановление Так как ,

ионов меди:Cu 2+ +2ē = Cu анод растворяется: Cu — 2ē = Cu 2+

Количественные соотношения при электролизе определяют в соответствии с законами, открытыми М. Фарадеем (1834).

Обобщенный закон Фарадея связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:

где m — масса образовавшегося вещества , г;

М — молярная масса вещества, г/ моль;

n — количество электронов, участвующих в электродном процессе;

t — время электролиза, с;

F — константа Фарадея (96500 Кл/моль).

Для газообразных веществ, выделяющихся при электролизе, формулу использют в виде ,

где V— объем газа, выделяющегося на электроде; V 0 — объем 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4 л/моль).

Пример 4. Рассчитать массу олова и объем хлора при нормальных условиях, выделившихся при электролизе раствора хлорида олова с инертными электродами в течение 1 часа при силе тока 4А.

Решение.

Задание к подразделу 4.5

Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ. Процессы на электродах обоснуйте значениями потенциалов (табл. П.6,7,8). Составьте схемы электролиза с инертными электродами водных растворов предложенных соединений (отдельно два раствора) с инертными электродами либо растворимым анодом. Рассчитайте массу или объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А.

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования.

Что делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор.

ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала.

Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.).

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:

источники:

http://www.chem-astu.ru/chair/study/genchem/r8_2.htm

http://zdamsam.ru/a4268.html

Источник