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 в результате взаимодействия металла с окружающей средой (электролитом) и сопровождается возникновением электрического тока. Условия возникновения электрохимической коррозии: 1. Наличие двух металлов или участков одного металла с разным электрохимическим потенциалом. 2. Наличие электролита (например, вода, растворы солей, кислот, щелочей). 3. Электрический контакт между металлами или участками металла. Механизм электрохимической коррозии: При контакте двух металлов с разным электрохимическим потенциалом в электролите образуется гальваническая пара. Металл с более отрицательным потенциалом (анод) окисляется и разрушается, отдавая электроны. Металл с более положительным потенциалом (катод) восстанавливает окислитель из электролита, принимая электроны. Примеры электрохимической коррозии: * Ржавление железа во влажном воздухе. Железо (анод) окисляется, а кислород воздуха (окислитель) восстанавливается на поверхности железа (катод). * Коррозия стальных труб в почве. * Разрушение металлических конструкций в морской воде. Защита от электрохимической коррозии: * Нанесение защитных покрытий (краски, лаки, эмали, полимеры). * Легирование металлов (добавление других металлов для повышения коррозионной стойкости, например, нержавеющая сталь). * Электрохимические методы защиты: * Катодная защита (подключение защищаемого металла к внешнему источнику тока или к более активному металлу – протектору). * Анодная защита (создание на поверхности металла пассивной пленки с помощью внешнего тока). * Использование ингибиторов коррозии (веществ, замедляющих процесс коррозии). 13. Электролиз расплавов и растворов электролитов. Электролиз – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита. Основные понятия: * Электролит – вещество, которое проводит электрический ток за счет движения ионов (расплавы солей, щелочей, кислот, растворы солей, кислот, щелочей). * Электроды – проводники, погруженные в электролит и подключенные к источнику постоянного тока. * Анод – положительно заряженный электрод, к которому движутся анионы (отрицательно заряженные ионы). На аноде происходит процесс окисления. * Катод – отрицательно заряженный электрод, к которому движутся катионы (положительно заряженные ионы). На катоде происходит процесс восстановления. Законы Фарадея для электролиза: Первый закон Фарадея: Масса вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролит. \[ m = k \cdot Q \] где \(m\) – масса вещества (г), \(k\) – электрохимический эквивалент вещества (г/Кл), \(Q\) – количество электричества (Кл). Второй закон Фарадея: Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся как их химические эквиваленты. \[ k = \frac{M}{n \cdot F} \] где \(M\) – молярная масса вещества (г/моль), \(n\) – число электронов, участвующих в реакции на электроде, \(F\) – число Фарадея (96485 Кл/моль). Электролиз расплавов: При электролизе расплавов на катоде восстанавливаются катионы металла, а на аноде окисляются анионы. Пример: Электролиз расплава хлорида натрия (NaCl). Расплав содержит ионы \(Na^+\) и \(Cl^-\). На катоде (отрицательный электрод): \(Na^+ + e^- \rightarrow Na\) (восстановление натрия) На аноде (положительный электрод): \(2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2\) (окисление хлорид-ионов) Суммарное уравнение: \(2NaCl \xrightarrow{электролиз} 2Na + Cl_2\) Электролиз растворов: При электролизе растворов, помимо ионов электролита, в процессе могут участвовать молекулы воды. На катоде: * Если металл активный (до алюминия включительно в ряду активности), восстанавливается вода: \(2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^-\). * Если металл средней активности (от алюминия до водорода), восстанавливаются ионы металла и вода: \(Me^{n+} + ne^- \rightarrow Me\) и \(2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^-\). * Если металл неактивный (после водорода), восстанавливаются ионы металла: \(Me^{n+} + ne^- \rightarrow Me\). На аноде: * Если анод инертный (графит, платина): * Если анион бескислородный (кроме \(F^-\)), окисляется анион: \(2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2\). * Если анион кислородсодержащий или \(F^-\), окисляется вода: \(2H_2O - 4e^- \rightarrow O_2 + 4H^+\). * Если анод активный (например, медь, никель), окисляется сам материал анода: \(Me - ne^- \rightarrow Me^{n+}\). Пример: Электролиз раствора сульфата меди (II) (\(CuSO_4\)) с инертными электродами. Раствор содержит ионы \(Cu^{2+}\), \(SO_4^{2-}\) и молекулы \(H_2O\). На катоде (медь – неактивный металл): \(Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu\) (восстановление меди) На аноде (сульфат-ион – кислородсодержащий анион): \(2H_2O - 4e^- \rightarrow O_2 + 4H^+\) (окисление воды) Суммарное уравнение: \(2CuSO_4 + 2H_2O \xrightarrow{электролиз} 2Cu + O_2 + 2H_2SO_4\) Применение электролиза: * Получение чистых металлов (алюминий, натрий, магний). * Получение неметаллов (хлор, фтор, водород, кислород). * Получение щелочей и кислот. * Гальваностегия (нанесение тонких металлических покрытий на изделия для защиты от коррозии или придания декоративных свойств). * Гальванопластика (получение точных копий предметов). * Очистка металлов (электрорафинирование).