Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Март 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Лекция13


ЛЕКЦИЯ 12.
ЭЛЕКТРОЛИЗ. КОРРОЗИЯ.
План:
1. Электролиз расплавов и растворов
2. Электролиз водных растворов электролитов
3. Применение электролиза
4. Коррозия металлов Защита от коррозии. Защитные по-
верхностные покрытия металлов
Электролиз расплавов и растворов.
В растворах и расплавах электролитов имеются разноимен-
ные по знаку ионы (катионы и анионы), которые, подобно всем
частицам жидкости, находятся в хаотическом движении. Если
в такой раствор или расплав электролита, например в расплав
хлорида натрия (NаС1 плавится при 80C), погрузить инертные
(угольные) электроды и пропустить постоянный электричес-
кий ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы Nа+ –
к катоду, анионы Cl- – к аноду . Ионы натрия Nа+, достигнув
катода, принимают от него электроны и восстанавливаются:
Nа+ + ē = Nа0, а хлорид-ионы Cl-, отдав электроны аноду, окис-
ляются: 2Cl- - 2с = Сl2. В итоге на катоде ваделяется металли-
ческий натрий, а на аноде хлор.
Если теперь почленно сложить уравнения этих двух элект-
родных реакций (предварительно умножив первое на 2), то по-
лучим общее, или суммарное, уравнение электролиза хлорида
натрия:
Nа+ + ē = Nа0 2
2Cl- - 2ē = Сl2 1
2Nа+ + 2Cl- эликтролиз 2Nа + Cl           2 или 2NаCl эликтролиз 2Nа + Cl2
Эта реакция является окислительно-восстановительной: на
аноде протекает процесс окисления, на катоде – процесс вос-
становления.
Электролизом называется окислительно-восстановитель-
ный процесс, протекающий на электродах при прохождении
электрического тока через расплав или раствор электролита
Сущность электролиза состоит в осуществлении за счет
электрической энергии химических реакций – восстановле-
ния на катоде и окисления на аноде. При этом катод отдает
электроны катионам, а анод принимает электроны от анионов.
Восстановительное и окислительное действие электрического
тока во много раз сильнее действия химических восстановите-
лей и окислителей. Так, ни один окислитель не может отнять
у фторид-иона F- его электрон. Поэтому долгое время фтор не
могли получить в свободном состоянии, хотя его соединения
широко распространены в природе. Окисление у фторид-иона
удалось лишь при электролизе раствора фторида калия во вто-
роводородной кислоте.
В этом случае на аноде выделяется фтор (F- - 2ē = F2), а на
катоде – водород (2Н+ + 2ē = H2).
NaCl
катод Na+ + Cl- анод
Сущность электролиза удобно изображать с помощью схе-
мы, которая показывает диссоциацию электролита, направле-
ние движения ионов, процессы на электродах и выделяющиеся
вещества. Схема электролиза расплава хлорида натрия выгля-
дит так:
Nа+ + ē = Nа 2Cl- - 2ē = Сl2
Для проведения электролиза электроды погружают в рас-
плав или раствор электролита и соединяют их с источником
постоянного тока. Прибор, в котором проводят электролиз,
называют электролизером или электролитической ванной.
Электроли з во дных растворов электролитов
Надо различать электролиз расплавленных электролитов и
их растворов. В последнем случае в процессах могут участво-
вать молекулы воды.
В качестве примера рассмотрим электролиз концентриро-
ванного водного раствора хлорида натрия (электроды уголь-
ные). В этом случае в растворе находятся гидратированные
ионы Nа+ и Cl-, а также молекулы воды. При прохождении тока
через раствор катионы Nа+ движутся к катоду, а хлорид-ионы
12 4 12 5
Cl- – к аноду. Однако реакции, протекавшие на электродах, су-
щественно отличаются от реакций, идущих в расплаве соли.
Так, на катоде вместо ионов натрия восстанавливаются моле-
кулы воды:
2Н2O + 2ē = H2O + 2OH-
а на аноде окисляются хлорид-ионы:
2Cl- - 2ē = Сl2
0
В итоге на катоде выделяется водород, на аноде - хлор, а в
растворе (вблизи катода) накапливается гидроксид натрия
NаОН (отрицательные заряды ионов ОН- компенсируются по-
ложительными зарядами ионов Na+). Общее уравнение элект-
ролиза водного раствора NaCl в ионной форме имеет вид:
2Н электролиз 2O +2Cl- H2 + Сl2 + 2OH-
или в молекулярной форме:
2Н электролиз 2O + 2NaCl H2 + Сl2 + 2NaOH
Катодные и анодные процессы. Как же протекает восстано-
вительный процесс на катоде в водных растворах?
Ответ можно получить с помощью ряда стандартных элект-
родных потенциалов. Здесь возможны три случая (в нейтраль-
ной сфере):
1) катионы металлов, имеющих больший потенциал (стан-
дартный электродный), чем у водорода (от Сu2+ до Au3+), при
электролизе практически полностью восстанавливаются на
катоде;
2) катионы металлов, имеющих малый стандартный элект-
родный потенциал (от Li+ до Fe2+ включительно), не восстанав-
ливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы
воды до водорода;
3) катионы металлов, имеющих стандартный электродный
потенциал, меньший, чем у водорода, но больший чем у алю-
миния (от AL3+ до Н+), при электролизе на катоде восстанавли-
ваются одновременно с молекулами воды.
Если же водный раствор содержит катионы различных ме-
таллов, то при электролизе выделение их на катоде протекает в
порядке уменьшения алгебраической величины стандартно-
го электродного потенциала, соответствующего металла. Так,
из смеси катионов Ag1+, Cu2+, Fe2+ сначала будут восстанав-
ливаться катионы серебра (Е = +0,80 В), затем катионы меди
(Е = +0.34 В) и последними катионы железа (Е = -0.44 В).
Характер реакций, протекающий на аноде, зависит как
от присутствия молекул воды, так и от вещества, из которого
сделан анод. Обычно аноды подразделяют на нерастворимые и
растворимые. Первые изготавливаются из угля, графита, пла-
тины, иридия; вторые – из меди, серебра, цинка, кадмия, ни-
келя, и других металлов.
На нерастворимом аноде в процеосе электролиза происходит
окисление анионов или молекул воды. При этом анионы бескис-
лородных кислот (например S2-, J-, Br-, Cl-) при их достаточ-
ной концентрации легко окисляются. Если же раствор содержит
анионы кислородных кислот (например, SO4
2-, NO3
-,CO3
2-, PO4
3-)
то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды с выде-
лением кислорода.
Растворимый анод при электролизе сам подвергается окис-
лению, т.е. посылает электроны во внешнюю цепь. При отдаче
электронов смещается равновесие между электродом и раство-
ром:
Ме <==========> Men+ + пē
металл уходят в уходят во
анода раствор внешнюю цепь
и анод растворяется.
Применение электроли за
Электролиз находит весьма широкое применение. Для за-
щиты металлических изделий от коррозии на их поверхность
наносится тончайший слой другого металла – хрома, серебра,
золота, меди, никеля и т.д. Иногда применяют многослойные
покрытия. Например, внешние детали автомобиля сначала
покрывают тонким слоем меди, на медь наносят тончайший
слой никеля, а на него – слой хрома.
Нанесенные на металлы электролизом покрытия получа-
ются ровными по толщине, прочными, служат долго, и кроме
того, таким способом можно покрывать изделия любой формы.
Эту отрасль прикладной электрохимии называют гальванос-
тегией. Кроме защиты от коррозии, гальванические покрытия
иногда придают красивый декоративный вид предметам.
Другая отрасль электрохимии, близкая по принципу к галь-
ваностегии, названа гальванопластикой. Это получение точных
металлических копий, с различных предметов. Предмет, с ко-
12 6 12 7
торого хотят изготовить копию, покрывают воском, дают воску
застыть и получают восковую матрицу, на которой все углубле-
ния копируемого предмета будут выпуклостями. Внутреннюю
поверхность матрицы покрывают тонким слоем графита, про-
водящим электрический ток. Этот графитовый катод опускают
в ванну с раствором сульфата меди; анодом служит медь. При
электролизе медный анод растворяется, а на катоде осаждается
медь. Таким образом получается точная медная копия пред-
мета. С помощью гальванопластики изготовляют клише для
печати, грампластинки, металлизируют различные предметы.
Гальванопластика открыта русским ученым Б.С.Якоби (1838).
Электролиз используется для получения многих металлов-
щелочных, щелочноземельных, алюминия, лантаноидов и др.,
а также для очистки некоторых металлов от примесей.
В дальнейшем при изучении химии вы встретитесь с други-
ми важными применениями электролиза в технике, искусстве,
быту.
Корро зия металлов
Металлы подвергаются коррозии. Под коррозией понима-
ют разрушение металла под воздействием окружающей сре-
ды. Это самопроизвольный окислительно-восстановительный
процесс. По механизму протекания разрушения различают два
типа коррозии: химическую и электрохимическую.
Химической коррозией называется разрушение металла
окислением его в окружающей среде без возникновения электри-
ческого тока в системе.
В этом случае происходит взаимодействие металла с состав-
ными частями среды – с газами и неэлектролитами.
Большой вред приносит разновидность химической корро-
зии -так называемая газовая коррозия, т.е. соединение метал-
лов с кислородом воздуха. Скорость окисления многих метал-
лов сильно возрастает при повышении температуры.
Так, на железе уже при 250-300C появляется видимая плен-
ка оксидов. При 600С и выше поверхность металла покрыва-
ется слоем окалины, состоящей из окислов железа различной
степени окисления: FeO, Fe3O4, Fe2O3. Окалина не защищает
железо от дальнейшего окисления, так как содержит трещины
и поры, которые облегчают доступ кислорода к металлу. Поэто-
му при нагревании железа свыше 800С скорость окисления его
очень быстро растет.
Примером химической коррозии в неэлектролитах может
служить разрушение цилиндров двигателей внутреннего сго-
рания. В топливе содержатся примеси – сера и ее соединения,
которые при сгорании превращаются в оксиды серы (IV) и
(VI) – коррозионно-активные вещества. Они разрушают де-
тали реактивных двигателей – сопла и др. Наибольший вред
приносит электрохимическая коррозия.
Электрохимической коррозией называется разрушение ме-
талла в среде электролита с возникновением внутри системы
электрического тока.
В этом случае наряду с химическими процессами (отдача
электронов) протекают и электрические (перенос электронов
от одного участка к другому).
В качестве примера электрохимической коррозии можно
привести коррозию железа в контакте с медью в растворе элек-
тролита соляной кислоты (т.е. при высокой концентрации ио-
нов водорода Н+). При таком контакте возникает гальваничес-
кий элемент.
Как показано на рисунке более активный металл – железо
(анод) окисляется, посылая электроны атомам меди, и перехо-
дит в раствор в виде ионов Fe2+, образуя с хлорид-ионами среды
хлорид железа(II) FeCl2.
Ионы же водорода движутся к меди (катоду), где, принимая
электроны, разряжаются.
В ионной форме эти реакции могут быть выражены суммар-
ным уравнением:
или
Fе0- - 2ē = Fе2+
2Н+ + 2ē =H2.
---------------------
Fe + 2H+ = Fе2+ + H2.↑
или
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↓↓
На катодах вместо разряда ионов водорода (или молекул
воды) может протекать процесс восстановления кислорода,
растворенного в электролите:
12 8 12 9
O2 + 2H2O + 4ē = 4OH-,
т.е. связывание электронов на поверхности катода осущест-
вляется молекулами кислорода. Это так называемая кислород-
ная деполяризация катода. Какой процесс будет протекать,
зависит от условий: в кислой среде выделяется водород (про-
исходит водородная деполяризация катода: 2Н+ + 2ē =H2.), в
нейтральной и щелочной средах (при коррозии стали, железа)
происходит кислородная деполяризация катода и водород не
выделяется. В этом случае образовавшееся гидроксидионы ОН-
соединяются с перешедшими в раствор ионами Fe2+:
Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
Гидроксид железа (II) в присутствии воды и кислорода воз-
духа переходит в гидроксид железа (III):
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3
Гидроксид железа (III) можно представить как
2Fe2O3∙ nH2O
Электрохимическую коррозию вызывают главным образом
примеси других металлов и неметаллических веществ или не-
однородность поверхности. Согласно теории электрохимичес-
кой коррозии в этих случаях при соприкосновении металла с
электролитом (электролитом может быть влага, адсорбируемая
из воздуха) на его поверхности возникают гальванические мик-
роэлементы. При этом металл с более отрицательным потенци-
алом разрушается – ионы его переходят в раствор, а электроны
переходят к менее активному металлу, на котором происходит
восстановление ионов водорода (водородная деполяризация)
или восстановление растворенного в воде кислорода (кисло-
родная деполяризация).
Таким образом, при электрохимической коррозии (как в
случае контакта разнородных металлов, так и в случае образо-
вания микрогальванических элементов на поверхности одного
металла) поток электронов направлен от более активного ме-
талла к менее активному (проводнику), и более активный ме-
талл корродирует.
Скорость коррозии тем больше, чем дальше расположены
друг от друга в ряду стандартных электродных потенциалов
те металлы, из которых образовался гальванический элемент
(гальваническая пара).
На скорость коррозии влияет и характер раствора электро-
лита. Чем выше его кислотность (т.е. меньше pH), а также чем
больше содержание в нем окислителей, тем быстрее протекает
коррозия. Значительно возрастает коррозия с ростом темпера-
туры.
Некоторые металлы при соприкосновении с кислородом воз-
духа или в агрессивной среде переходят в пассивное состояние,
при котором резко замедляется коррозия. Например, концен-
трированная азотная кислота легко делает пассивным железо,
и оно практически не реагирует с концентрированной азотной
кислотой. В таких случаях на поверхности металла образует-
ся плотная защитная оксидная пленка, которая препятствует
контакту металла со средой.
Защитная планка всегда имеется на поверхности алюминия.
Подобные пленки в сухом воздухе образуются также на Be, Cr,
Zn, Ta, Ni, Cu и других металлах. Кислород является наиболее
распространенным пассиватором.
Пассивированием объясняется коррозионная стойкость не-
ржавеющих сталей и сплавов.
Защита от корро зии
Коррозия металлов протекает непрерывно и причиняет
огромные убытки. Подсчитано, что прямые потери железа от
коррозии составляют около 10 % его ежегодной выплавки. В ре-
зультате коррозии металлические изделия теряют свои ценные
технические свойства. Поэтому имеют очень большое значение
методы защиты металлов и сплавов от коррозии. Они весьма
разнообразны. Назовем некоторые из них.
Защитные поверхностные покрытия металлов
Они бывают металлическими (покрытие цинком, оловом,
свинцом, никелем, хромом,
и другими металлами) и не-
металлическими (покрытие
лаком, краской, эмалью и
другими веществами). Эти
покрытия изолируют ме-
талл от внешней среды. Так,
кровельное железо покры-
вают цинком: из оцинко-
13 0 131
ванного железа изготавливают многие изделия бытового и
промышленного значения. Слой цинка предохраняет железо
от коррозии, так как хотя цинк и является более активным
металлом, чем железо (см. ряд стандартных электродных по-
тенциалов металлов), он покрыт оксидной пленкой. При пов-
реждениях защитного слоя (царапины, пробои крыш и т.д.)
в присутствии влаги возникает гальваническая пара Zn/Fe.
Катодом (положительным полюсом) является железо, анодом
(отрицательная полюсом) – цинк. Электроны переходят от
цинка к железу, где связываются молекулами кислорода (кис-
лородная деполяризация), цинк растворяется, но железо ос-
тается защищенным до тех пор, пока не разрушится весь слой
цинка, на что требуется довольно много времени. Покрытие
железных изделий никелем, хромом, помимо защиты от кор-
розии, придает им красивый внешний вид.
Создание сплавов с аникоррозионными свойствами. Введе-
нием в состав стали до 12 % хрома получают нержавеющую
сталь, устойчивую к коррозии. Добавки никеля, кобальта и
меди усиливают антикоррозионные свойства стали, как по-
вышает склонность сплавов к пассивации. Создание сплавов
с антикоррозионными свойствами – одно из важных направ-
лений борьбы с коррозионными потерями.
Протекторная защита и электрозащита. Протекторная за-
щита применяется в тех случаях, когда защищается конструк-
ция (подземный трубопровод, корпус судна), находящаяся
в среде электролита (морская вода, подземные, почвенные
воды и т.д.). Сущность такой защиты заключается в том, что
конструкцию соединяют с протектором – более активным
металлом, чем металл защищаемой конструкции. В качестве
протектора при защите стальных изделий обычно используют
магний, алюминий, цинк и их сплавы. В процессе коррозии
протектор служит анодом и разрушается, тем самым пре-
дохраняя от разрушения конструкцию. По мере разрушения
протекторов их заменяют новыми.
На этом принципе основана и электрозащита. Конструк-
ция, находящаяся в среде электролита, также соединяется с
другим металлом (обычно куском железа, рельсом и т.п.), но
через внешний источник тока. При этом защищаемую конс-
трукцию присоединяют к катоду, а металл – к аноду источ-
ника тока.
Электроны отнимаются от анода источником тока, анод
(защищающий металл) разрушается, а на катоде происходит
восстановление окислителя.
Электрозащита имеет преимущество перед протекторной
защитой: радиус действия первой около 2000 м, второй – око-
ло 50 м.
Изменение состава среды. Для замедления коррозии метал-
лических изделий в электролит вводят вещества (чаще все-
го органические), называемые замедлителями коррозии, или
ингибиторами. Они применяются в тех случаях, когда металл
следует защищать от разъедания кислотами. Советские ученые
создали ряд ингибиторов (препараты марок ЧМ, ПБ и др.), ко-
торые, будучи добавлены к кислоте, в сотни раз замедляют рас-
творение (коррозию) металлов.
В последние годы разработаны летучие (или атмосферные)
ингибиторы. Ими пропитывают бумагу, которой обертывают
металлические изделия. Пары ингибиторов адсорбируются на
поверхности металла и образуют на ней защитную пленку.
Ингибиторы широко применяются при химической очист-
ке от накипи паровых котлов, снятии окалины с обработанных
изделий, а также при хранении и перевозке соляной кислоты в
стальной таре. К числу неорганических ингибиторов относятся
нитриты, хроматы, фосфаты, силикаты. Механизм действия ин-
гибиторов является предметом исследования многих химиков.
В избранное