Закон Фарадея. Масса выделившегося (прореагировавшего) на электроде вещества прямо пропорциональна затраченному количеству электричества
m = k · Q = k · I · t , (5.11)
где Q – количество электричества, Кл; k – электрохимический эквивалент, г/Кл; I – сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с.
Электрохимический эквивалент (молярная масса эквивалента участника электрохимической реакции) рассчитывают из соотношения
k = M / (n · F), (5.12)
где М – молярная масса окислителя или восстановителя; n – число электронов в уравнении полуреакции на данном электроде; F – постоянная Фарадея. На практике масса образовавшегося или прореагировавшего на электроде вещества всегда меньше теоретически рассчитанной по закону Фарадея из-за потерь, вызванных протеканием посторонних процессов. В расчеты вводят поправку – коэффициент выхода по току
= mфакт / mтеор ; 1. (5.13)
На основании закона Фарадея в последовательно соединенных электролизерах отношение масс выделившихся на электродах веществ равно отношению молярных масс их эквивалентов:
.
(5.14)
Для газов массы можно заменить соответствующими объемами.
Следствие из закона Фарадея: при пропускании через электролизер F = 96485 Кл электричества на каждом электроде реагирует или выделяется одна молярная масса эквивалента вещества.
Коррозия металлов
Самопроизвольное разрушение металлов под воздействием окружающей среды называют коррозией. В присутствии воды коррозия обычно протекает путем образования гальванических пар. Металл, имеющий меньшее значение электродного потенциала, выступает анодом и подвергается окислению
Me – n ē Men+. (5.15)
Освободившиеся электроны перемещаются к катодному участку, имеющему бóльший потенциал. На нем они достаются внешнему окислителю – ионам H+, если среда кислая (водородная деполяризация, уравнение (5.16)), или растворенному в воде O2, если среда нейтральная или щелочная (кислородная деполяризация, уравнение (5.17)):
2 H+ + 2 ē H2 (при pH < 7); (5.16)
O2 + 2 H2O + 4 ē 4 OH– (при pH 7). (5.17)
Для защиты от коррозии используют различные методы, например, применяют протекторы – металлы, имеющие величину потенциала меньшую, чем любой металл из состава защищаемой конструкции. Протектор находится в контакте с конструкцией и служит анодом. Он окисляется, а его электроны поступают на катод (материал конструкции), где происходит восстановление окислителя из окружающей среды.
Вариант 1
I. Рассчитайте степень окисления Mn в следующих соединениях: KMnO4, MnO(OH)2, Na2MnO4, Mn3(PO4)2, (NH4)2MnO4 и укажите правильный ответ.
1) +7, +3, +6, +3, +6; 2) +7, +4, +7, +3, +7; 3) +8, +3, +6, +2, +6;
4) +7, +4, +6, +2, +6; 5) +5, +4, +7, +2, +7.
II. Используя метод ионно-электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции
Zn + HNO3 (оч. разб) Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.
III. При каком значении рН потенциал водородного электрода будет равен –0,295 В?
1) –2,5; 2) –5,0; 3) 5,0; 4) 2,5; 5) 10.
IV. При электролизе водного раствора K2SO4 на катоде выделилось 11,2 дм3 водорода. Чему равна масса вещества, выделившегося на аноде?
1) 12,0 г; 2) 8,0 г; 3) 16,0 г; 4) 32,0 г; 5) 20,0 г.
V. Какие реакции протекают на поверхности железа в процессе коррозии следующих гальванических пар:
А) Fe – Zn при рН = 5; Б) Fe – Cu при рН = 7; В) Fe – Al при рН = 9?
|
1 |
А) 2Н+ + 2ē = Н2 |
Б) Fe – 2ē = Fe2+ |
В) O2 + 2H2O + 4ē = 4OH– |
|
2 |
А) 2Н+ + 2ē = Н2 |
Б) O2 + 2H2O + 4ē = 4OH– |
В) 2H+ + 2ē = H2 |
|
3 |
A) Fe – 2ē = Fe2+ |
Б) O2 + 2H2O + 4ē = 4OH– |
В) Fe – 2ē = Fe2+ |
|
4 |
А) 2Н+ + 2ē = Н2 |
Б) Fe – 2ē = Fe2+ |
В) 4ОН– – 4ē = О2 + 2Н2О |
|
5 |
А) Fe – 2ē = Fe2+ |
Б) 2Н+ + 2ē = Н2 |
В) Fe – 2ē = Fe2+ |