Электрохимическая коррозия металлов: решение задачи

Вот ответы на вопросы 12 и 13, оформленные так, чтобы их было удобно переписать в тетрадь школьнику. 12. Электрохимическая коррозия металлов. Электрохимическая коррозия – это разрушение металлов, которое происходит под действием электролита (например, воды, растворов солей, кислот) и сопровождается возникновением электрического тока. Основные условия для возникновения электрохимической коррозии: 1. Наличие двух металлов с разными электрохимическими потенциалами (или участков одного металла с разной активностью). 2. Наличие электролита, который контактирует с металлами. 3. Наличие электрического контакта между металлами. Механизм электрохимической коррозии: При контакте двух разных металлов в электролите образуется гальваническая пара. Металл с более отрицательным электрохимическим потенциалом (более активный) будет выполнять роль анода и окисляться (разрушаться), отдавая электроны. Металл с более положительным потенциалом (менее активный) будет выполнять роль катода, на котором происходит восстановление окислителя (например, кислорода или ионов водорода). Примеры: * Ржавление железа во влажном воздухе. Железо (анод) окисляется, а кислород (окислитель) восстанавливается на поверхности железа (катод). Анодный процесс: \( \text{Fe} - 2\text{e}^- \rightarrow \text{Fe}^{2+} \) Катодный процесс (в нейтральной или слабощелочной среде с доступом кислорода): \( \text{O}_2 + 2\text{H}_2\text{O} + 4\text{e}^- \rightarrow 4\text{OH}^- \) Ионы \( \text{Fe}^{2+} \) затем окисляются до \( \text{Fe}^{3+} \) и образуют гидратированные оксиды железа (ржавчину). Защита от коррозии: * Нанесение защитных покрытий (краски, лаки, полимеры). * Легирование металлов (добавление других металлов для повышения коррозионной стойкости). * Электрохимические методы защиты: * Катодная защита (подключение защищаемого металла к внешнему источнику тока или к более активному металлу-протектору). * Анодная защита (создание пассивного слоя на поверхности металла с помощью внешнего тока). * Использование ингибиторов коррозии (веществ, замедляющих коррозию). 13. Электролиз расплавов и растворов электролитов. Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, который протекает на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита. При электролизе электрическая энергия превращается в химическую. Основные компоненты электролитической ячейки: * Электролит (расплав или раствор, содержащий ионы). * Анод (положительно заряженный электрод, на котором происходит окисление). * Катод (отрицательно заряженный электрод, на котором происходит восстановление). * Источник постоянного тока. Электролиз расплавов электролитов: При электролизе расплавов электролитов (например, солей, щелочей) на катоде восстанавливаются катионы металла, а на аноде окисляются анионы. Вода в расплавах отсутствует, поэтому её участие в процессах исключено. Пример: Электролиз расплава хлорида натрия (NaCl) * На катоде (отрицательный электрод) происходит восстановление ионов натрия: \( \text{Na}^+ + \text{e}^- \rightarrow \text{Na} \) * На аноде (положительный электрод) происходит окисление хлорид-ионов: \( 2\text{Cl}^- - 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}_2 \) * Суммарное уравнение: \( 2\text{NaCl} \xrightarrow{\text{электролиз}} 2\text{Na} + \text{Cl}_2 \) Электролиз растворов электролитов: При электролизе растворов электролитов процессы на электродах усложняются, так как в них участвуют не только ионы электролита, но и молекулы воды. На катоде (восстановление): * Если металл активный (до алюминия включительно в ряду активности), то восстанавливается вода: \( 2\text{H}_2\text{O} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\text{OH}^- \) * Если металл средней активности (от алюминия до водорода), то восстанавливаются и ионы металла, и вода. * Если металл малоактивный (после водорода), то восстанавливаются ионы металла: \( \text{Me}^{n+} + n\text{e}^- \rightarrow \text{Me} \) На аноде (окисление): * Если анион бескислородный (кроме \( \text{F}^- \)), то окисляется анион: \( 2\text{Cl}^- - 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}_2 \) * Если анион кислородсодержащий или \( \text{F}^- \), то окисляется вода: \( 2\text{H}_2\text{O} - 4\text{e}^- \rightarrow \text{O}_2 + 4\text{H}^+ \) Пример: Электролиз раствора хлорида меди(II) (CuCl₂) * На катоде (медь – малоактивный металл): \( \text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cu} \) * На аноде (хлорид-ионы – бескислородные): \( 2\text{Cl}^- - 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cl}_2 \) * Суммарное уравнение: \( \text{CuCl}_2 \xrightarrow{\text{электролиз}} \text{Cu} + \text{Cl}_2 \) Пример: Электролиз раствора сульфата натрия (Na₂SO₄) * На катоде (натрий – активный металл): \( 2\text{H}_2\text{O} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\text{OH}^- \) * На аноде (сульфат-ионы – кислородсодержащие): \( 2\text{H}_2\text{O} - 4\text{e}^- \rightarrow \text{O}_2 + 4\text{H}^+ \) * Суммарное уравнение: \( 2\text{H}_2\text{O} \xrightarrow{\text{электролиз}} 2\text{H}_2 + \text{O}_2 \) (соль не расходуется, а лишь обеспечивает электропроводность раствора). Законы Фарадея для электролиза: 1. Масса вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит. \( m = k \cdot Q \), где \( m \) – масса, \( k \) – электрохимический эквивалент, \( Q \) – количество электричества. 2. Электрохимический эквивалент вещества прямо пропорционален его химическому эквиваленту. \( m = \frac{M}{nF} \cdot I \cdot t \), где \( M \) – молярная масса, \( n \) – число электронов в полуреакции, \( F \) – число Фарадея (96485 Кл/моль), \( I \) – сила тока, \( t \) – время.