Главная | Случайная
Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Примеры решения задач. Пример 1. Вычислите ЭДС и определите направление тока во внешней цепи данного гальванического элемента:




Пример 1. Вычислите ЭДС и определите направление тока во внешней цепи данного гальванического элемента:

Fe │FeSO4║AgNO3│Ag, учитывая, что концентрация ионов Fe2+ и Ag+ соответственно равна 0,1моль/л и 0,01моль/л.

Р е ш е н и е. 1) Составляем схему гальванического элемента и указываем концентрацию ионов Fe2+ и Ag+ в растворах электролитов:

Fe │FeSO4║AgNO3│Ag

C Fe2+ = 10-1 моль/л и С Ag+ = 10-2 моль/л.

2) Пользуясь уравнением Нернста, вычисляем значения электродных потенциалов железа и серебра в растворах заданной концентрации:

EFe2+/Fe0 = E0 Fe2+/Fe0 + (0,059/2) lg CFe2+ = – 0,44 + (0,059/2) lg10-1 = – 0,47B,

EAg+/Ag0 = E0 Ag+/Ag0 + 0,059) lg CAg+ = + 0,80 + 0.059 lg10-2 = + 0,68 В

EFe2+/Fe0 < EAg+/Ag0, следовательно, более активным металлом является железо, оно будет отрицательным электродом – анодом, а серебро – катодом.

Таким образом, Fe – анод (А) и Fe – восстановитель, Ag – катод.

3) Указываем направление движения электронов во внешней цепи, учитывая, что электроны движутся от анода к катоду:


(–)Fe │FeSO4║AgNO3│Ag(+)

4) Составляем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, учитывая, что на аноде происходит окисление атомов железа, а на катоде – восстановление ионов серебра:

(-) (А) Fe0 – 2e → Fe2+ 1– процесс окисления

(+) (K) Ag+ + e → Ag0 2 – процесс восстановления

Fe0 +2 Ag+ → Fe2+ +2 Ag0

5) Записываем молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции, лежащей в основе работы гальванического элемента:
Fe0 + 2AgNO3 → Fe(NO3)2 + 2Ag0

6) Рассчитываем ЭДС гальванического элемента:

Еэдс = ЕК – ЕА = E Ag+/Ag0 – E Fe2+/Fe0 = 0,68 – (–0,47) = 1,15 В.

Пример 2. Будет ли магний взаимодействовать с раствором сульфата никеля.

Р е ш е н и е. Для решения этой задачи необходимо сравнить стандартные электродные потенциалы магния и никеля:

E0Mg2+/Mg0 = – 2,34В, E0Ni2+/Ni0 = – 0,25В

Магний – металл, имеющий более отрицательное значение стандартного электродного потенциала и поэтому являющийся более сильным восстановителем. Следовательно, магний будет подвергаться окислению под действием ионов никеля, и электроны от магния будут переходить к никелю:

Mg0 – 2e → Mg2+

Ni2+ +2e → Ni0

Mg0 + Ni2+ → Mg2+ + Ni0

Mg + NiSO4 = MgSO4 + Ni

1.13. Коррозия металлов

Коррозия– разрушение металла под воздействием окружающей среды.

Это самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс, протекающий на границе раздела фаз. По механизму протекания коррозия подразделяется на химическую (протекает в средах, не проводящих электрический ток) и электрохимическую (протекает в средах, проводящих электрический ток).

Основные причины электрохимической коррозии (ЭХК) наличие в металле примесей других металлов и контакт металла с другими металлами, отличающимися по активности. Согласно теории ЭХК при соприкосновении металла с раствором электролита на его поверхности возникает множество гальванических микроэлементов. При этом анодами являются частицы основного металла, катодами – примеси, с большим значением электродного потенциала.

Одной из особенностей электрохимической коррозии является ее многостадийность. Рассмотрим процесс коррозионного разрушения металла на примере коррозионного гальванического элемента, возникающего при контакте железа и меди: Fe ê электролит ê Cu. Для того, чтобы понять, какой из этих двух металлов будет подвергаться коррозии, необходимо сравнить значения их стандартных электродных потенциалов: E0Fe2+/Fe0 = – 0,44В, E0 Cu2+/Cu0 = + 0,34В.

E0Fe2+/Fe0 < E0 Cu2+/Cu0, следовательно, железо является более активным восстановителем: Fe – анод (А), Cu – катод (К).

На первой стадии происходит окисление более активного металла (анодный процесс) и переход образовавшихся ионов в раствор: Fe0 – 2e- =Fe2+

Вторая стадия – перенос электронов от анода к катоду, который при этом заряжается отрицательно, т.е. поляризуется.

На третьей стадии происходит процесс восстановления (катодный процесс), в котором участвует окислитель окружающей среды. Он “забирает” электроны у катода, т.е. снимает с него отрицательный заряд и, таким образом, деполяризует катод. Процесс отвода электронов с катода называется деполяризацией, а окислитель – деполяризатором.

Важнейшими окислителями, вызывающими ЭХК, являются ионы водорода и растворенный в воде молекулярный кислород. В связи с этим различают два вида электрохимической коррозии: с водородной и с кислородной деполяризацией.

Электрохимическая коррозия с водородной деполяризациейпротекает в кислой среде.Коррозионному разрушению подвергаются металлы, удовлетворяющие условию: Е0Меn+/Ме0 < Е0 +/Н20 (Е0 +/Н20 =0).

Электрохимическая коррозия с кислородной деполяризациейпротекает в нейтральной (влажный воздух, морская вода, влажные почвы) или щелочной средах. Коррозионному разрушению подвергаются металлы, стандартный электродный потенциал которых меньше стандартного электродного потенциала кислорода:
Е0Меn+/Ме0 < Е0 О2 /2Н2О0 О2 /2Н2О = 1,23В).

При рассмотрении механизма электрохимической коррозии следует использовать алгоритм, приведенный в примерах решения задач.

Для защиты металлов от коррозии используют различные виды защитных покрытий, в том числе металлические покрытия. Анодное покрытие – покрытие основного металла более активным металлом, т.е. Е0осн.Ме > Е0покр.Ме (например, покрытие железа цинком). Катодное покрытие – покрытие основного металла менее активным, т.е. Е0осн. Ме < Е0 покр. Ме (например, покрытие железа никелем).




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2019 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных