- •Глава 1. Строение атома. Периодическая система и Периодический закон д.И.Менделеева.
- •1.1. Модель атома по Резерфорду. Постулаты Бора.
- •1.2. Корпускулярно-волновые свойства микромира.
- •Квантовые числа
- •1.3. Электронные оболочки атомов.
- •1.4. Периодическая система элементов д.И.Менделеева.
- •1.5. Периодичность свойств элементов
- •Глава 2. Химическая связь.
- •2.1. Общие положения.
- •2.2. Метод валентных связей
- •2.3. Метод молекулярных орбиталей
- •Глава 3. Основы химической термодинамики.
- •3.1. Основные определения.
- •3.2. Первый закон (начало) термодинамики. Энтальпия системы.
- •3.3. Закон Гесса
- •3.4.Второй закон (начало) термодинамики
- •3.5. Свободная энергия Гиббса
- •3.6. Химический потенциал
- •Глава 4. Основы кинетики. Химическое равновесие.
- •4.1. Скорость химической реакции.
- •4.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •4.3. Химическое равновесие.
- •Глава 4. Основы кинетики. Химическое равновесие.
- •4.1. Скорость химической реакции.
- •4.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •4.3. Химическое равновесие.
- •Глава 5. Растворы.
- •5.1. Общая характеристика и классификация растворов.
- •5.2. Растворение как физико-химический процесс
- •5.3. Растворимость
- •5.4. Способы выражения концентрации растворов
- •5.5.Коллигативные свойства растворов.
- •I закон Рауля
- •II закон Рауля
- •Осмос. Осмотическое давление.
- •5.6. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.
- •Степень электролитической диссоциации
- •5.7. Основы теории растворов сильных электролитов
- •5.8. Электролитическая диссоциация воды.
- •5.9. Амфотерные гидроксиды.
- •5.10. Протолитические реакции.
- •5.11. Произведение растворимости.
- •Глава 6. Электрохимия металлов
- •Зависимость электродного потенциала от концентрации веществ выражается уравнением Нернста:
- •6.2.1. Катодные процессы
- •6.2.2. Анодные процессы При рассмотрении анодных процессов следует различать электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом, т.Е. Материал которого может окисляться.
- •6.2.3. Законы электролиза
- •6.3. Коррозия металлов
- •6.3.1. Пассивное состояние металлов
- •6.3.2. Классификация методов защиты от коррозии
6.2.3. Законы электролиза
Количественная характеристика процессов электролиза определяется законами, установленными Фарадеем. Общая формулировка законов Фарадея: масса электролита, подвергавшаяся превращению при электролизе, а также масса образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ.
Закон Фарадея выражается следующим уравнением:
m = ЭIt / F,
где m - масса образовавшегося или подвергавшегося превращению вещества;
Э - его моль эквивалентная масса;
I - сила тока, А;
t - время, с;
F - число Фарадея (96500 Кл или 26,8 Ачас), т. е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.
Пример 5. Какой объём водорода выделится на катоде и какова сила тока при электролизе водного раствора Na2SO4, если за 4 часа на аноде было получено 11,2 л кислорода?
Решение 11,2 л - 0,5 моля - 16 г - 2 эквивалента
( 1 эквивалент O2 = 16/2 = 8 г)
По закону эквивалентов, на катоде выделится также 2 моль эквивалента водорода или 22,4 л (1 эквивалент водорода = 11,2 л)
Для получения одного эквивалента требуется затратить количество электричества, равное одному Фарадею, - 26,8 Ачас, следовательно, для получения 2Э кислорода требуется 2F электричества, т. е. 53,6 Aчас.
I = 53,6/4 = 13,4 A.
Пример 6. Сколько граммов меди(II) выделится на катоде, если затрачено 2F электричества?
Решение. По закону Фарадея:
m = ItЭ/F = 2FЭ/F = 226832/268 = 64 г.
It - количество электричества, по условию задачи равно 2F;
Э - эквивалент меди(II), равный а.м./В = 64/2 = 32 г.
6.3. Коррозия металлов
Коррозия - самопроизвольный термодинамический обусловленный процесс разрушения (окисления) металлических материалов, происходящий под физико-химическим воздействием окружающей среды ( G = 0). Так как в этом процессе обязательно участвует твёрдая металлическая поверхность (фаза), то он является гетерогенным.
Существует несколько классификаций коррозионных процессов. По механизму протекания процессов все виды коррозии можно разделить на химические и электрохимические.
Химическая коррозия металлов - это процессы окисления металла, происходящие в газах и при высоких температурах, например: Fe + Cl2 = FeCl2
Fe - 2e = Fe2+ Cl2 + 2e = 2Cl-
Электрохимическая коррозия - это самопроизвольное разрушение металла в электрически проводящей среде, т.е. в растворе электролите.
Таким образом, коррозия металлов - это процессы совместного протекания окисления металла и восстановления окислителя, находящегося в окружающей среде. Эти процессы будут происходить в том случае, когда электродный потенциал окислителя ок больше, чем электродный потенциал восстановителя восст. Чем больше разность в значениях электродных потенциалов окислителя и восстановителя, тем более вероятны коррозийные процессы и выше скорость их протекания.
К электрохимической коррозии относятся все случаи коррозии в водной среде.
В воде обычно содержится как растворённый кислород, так и ионы водорода, способные восстанавливаться:
O2 + 4H+ + 4e = 2H2O
O2 + 2H2O + 4e = 4OH-
2H+ +2e = H2
Растворённый кислород и ионы водорода являются важнейшими окислителями, вызывающими коррозию металлов.
Потенциал, отвечающий электродному процессу (I), (2):
= 1,229 - 0,059pH.
В нейтральных водных средах (pH = 7) потенциал будет иметь значение 0,8 В. Следовательно, растворённый в воде или в нейтральном водном растворе кислород может окислить те металлы, потенциал которых меньше, чем 0,8 В, т. е. металлы, расположенные в ряду напряжений от его начала до серебра (см. прил. 4).
Потенциал, отвечающий электродному процессу (3) в нейтральной среде: = - 0,059pH - 0,41 В. Таким образом, ионы водорода могут окислять только металлы, потенциал которых меньше -0,41 В (металлы, расположенные в ряду от начала до кадмия)
Наиболее опасным окислителем, вызывающим коррозионное разрушение металлоконструкций, является O2, входящий в состав воздуха, воды и земной коры.
При рассмотрении катодных процессов, протекающих в кислой среде, необходимо учитывать природу металла, а также природу и концентрацию среды. Так, в разбавленной и концентрированной HCl и разбавленной H2SO4 коррозируют только металлы, имеющие меньший потенциал, чем H/H + = 0,00, т.к. в этих кислотах ионом - окислителем является ион водорода.
В концентрированной H2SO4 и разбавленной и концентрированной HNO3 корродируют многие металлы. В этих кислотах ионами - окислителями являются сера и азот и катодные процессы представляют процессы восстановления серы и азота серной и азотной кислот соответственно, а продукт восстановления зависит от природы металла ( табл.1).
Таблица 1
Электродный |
НАИМЕНОВАНИЕ КИСЛОТЫ |
|||||
потенциал |
Соляная |
Серная |
Азотная |
|||
металла |
разбавлен. |
концентр. |
разбавлен. |
концентр. |
разбавлен. |
концентр. |
ме >H/H+ |
н/р |
н/р |
н/р |
SO2 |
NO |
NO2 |
0<ме.> -0,7 |
H2 |
H2 |
H2 |
S |
N2 |
N2O |
ме< -0,7 |
H2 |
H2 |
H2 |
H2S |
NH4+ |
N2 |
Пример 7. Написать уравнения процессов, проходящих при коррозии Zn в разбавленной HNO3 и уравнять методом электронно - ионных уравнений.
Решение . Zn = - 0,76 B (прил. 4); по значению электродного потенциала цинк относится к активным металлам и при взаимодействии с разбавленной HNO3 продукт восстановления будет NH+4 (табл. 1).
Уравнение: 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4 Zn - 2e = Zn2+
NO-3 + 8e + 10H+ = NH+4 + 3H2O