165506 (739772), страница 2
Текст из файла (страница 2)
Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ξ = φ измер. -- φ(Н˚2/2Н⁺) –эталонный
Устройство медно-цинкового гальванического элемента.
φ(Zn˚/Zn)=-0.76 В
φ(Сu˚/Cu²⁺)=+0.34 B
ξ = φ окисл.-- φ вост=1.1 В
Анодный процесс: Zn˚-2ē→Zn²⁺ анод – восстановитель
Катодный процесс: Cu²⁺ +2ē→Сu˚ катод – окислитель
Zn˚+ Cu²⁺= Zn²⁺+Сu˚
(-)(A) Zn˚| ZnSO4 ;1M||CuSO4 ;1M|Cu (K)(+)
Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва.
Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав. Нернста: φ(OX/Red)=φ˚(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])
OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n – число электронов
φ(Меⁿ⁺/Ме)= φ˚( Меⁿ⁺/Ме)+(0.059/n)*lg[Меⁿ⁺] Пример. Ag|AgNO3 ;1M|| AgNO3 ;0.01M|Ag
φ(Ag⁺/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg 10ˉ²=0.692 B
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
| Взаимодействие Ме с водой. | Взаимодействие Ме с раств. щелочью. | Взаимодействие Ме с кислотами. | |
| Вост. воды 2H2O+2ē→H2+2OHˉ Mg+H2O→ φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36 φ(H2O/H2)=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт 1|Mg˚+2H2O - 2ē→Mg(OH)2+2H⁺ 1|2H2O+2ē→H2+2OHˉ _ Mg+4H2O→Mg(OH)2+H2+2H⁺+2OHˉ Mg+2H2O→Mg(OH)2+H2 Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен. Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. | В ратворах щелочей окислителем явл. вода. Al+NaOH+H2O→ φ(AlO2ˉ/Al)=-2.36 φ(Al2O/H2)=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт 2|Al˚+4OHˉ - 3ē→ AlO2ˉ+2H2O 3|2H2O+2ē→H2+2OHˉ _ 2Al+8OHˉ+6H2O →2AlO2ˉ+4H2O+3H2+6OHˉ 2Al+2NaOH+2H2O →2NaAlO2+3H2 | кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.) | |
| H⁺ | Кислотный остаток – окислит. | ||
| HCl ,H2SO4 р. | H2SO4 к. , HNO3 р. , HNO3 к. | ||
| 1. Ме+H2SO4 р. →МеSO4+Н2 φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0 | 1.Ме+H2SO4 к.→МеSO4+ H2O+прод.вост.кисл.ост. Li-Zn (H2S) Cr-H(S˚) после Н(SO2) φ(SO4²ˉ/S)>1 SO4²ˉ→ H2S SO4²ˉ→S SO4²ˉ→SO2 2. Ме+HNO3 р→МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост. Li-Zn (NH4⁺,NH4NO3) Cr-H(N2O) после Н(NO) φ(NO3ˉ)>1 3. Ме+HNO3 к → МеNO3 + H2O + пр. в кисл.ост. Li-Zn (NO) Zn-(NO2) Пример. Au+3V HCl+HNO3→AuCl3+NO2+H2O | ||
Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2SO4 - Fe , Ti ; HNO3 - Cr
Коррозия Ме – самопроизв. разрушен. Ме под дейсвием агрессивной окружающей среды.
По элементам разрушен. различают:
| хим. коррозию | эл.-хим. коррозию |
| Под действ. с сухими газами при t˚(газовая) или с жидк. не электролитами Ме+О2 , CO2 , CO , SO3 , Гг(галогены) →разр. Ме+неэлектролиты Скорость хим. коррозии зависит от природы Ме, свойств продукта окислен., t˚ | При взаимод. Ме с жидк. электрол., с влажн. Воздухом и почвой Поверхность Ме покрыта коррозионными гальвано парами (КГП) |
Причины взаимодействия коразионных гальванопар: 1.Контакт Ме разн. активн.
2.Хим. неоднородность Ме
3.Неоднородность электролита
4.Неоднородность механического напряжения внутри
5.Блуждающие эл. токи.
Основные положения теории: 1.Коррозия происходит в том сл., если φ ме.> φ окисл.
2.наличие деполяризатора(окислителя)
Процесс деполяризации – отвод электронов с катодных участков при эл.-хим. коррозии веществами деполяризаторами.
Водородная деполяризация 2H⁺+2ē→H2 в кисл. среде \
2H2O+2ē→H2+2OHˉ нейтр., щелочной / - вод. деп.
Кислотная деполяризация O2 +2H2O+2ē→4OHˉ нейтр., щелочной \
O2 +4H⁺+4ē→2H2O кисл. / -кис. деп.
Методы защиты Ме от коррозии.
-
Покрытия(защитные)
-
Металлические
-
1.1.1 Катодные φ защ.ме.< φ покр. (φ Fе<φ Au)
1.1.2 Анодные φ защ.ме.> φ покр. (φ Fе>φ Au)
-
Неметаллические покрытия
-
Хим. покрытие (обраб. спец. реагентом с образ.защитной плёнки)
-
Неорганическое покрытие
-
Органическое покрытие
-
-
Электрохимические методы (искусственно созд. коррозийной гальвано пары)
2.1 Протекторная защита φ ме.< φ прот.
-
Электролизация
-
Ингибиторная защита (замедление процесса)
-
Создание спец сплавов (антикоррозийных сплавов Cr, Ni,Ti)
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
