Средства борьбы с коррозией.

1. Рациональное конструирование.

2. Изолирование металлических конструкций от агрессивных агентов:

а) эксплуатация металлических изделий в закрытых помещениях;

б) металлизация ( пульвилизатор|, накат);

в) химическая пассивация поверхности металла - нанесение на поверхность металла слоя оксида|оксида| или других коррозионно стойких соединений (воронение, нитрование, фосфотирование|);

г) нанесение масел|смазки| и лако-красочных | материалов.

3. Оптимизация состава окружающей среды.

4. Протекторная защита.

5. Легирование металлов.

6. Электрическая защита.

Э л е к т р о л и з

Электролиз - это совокупность окислительно - восстановительных процессов, которые происходят под действием постоянного электрического тока в системе, которая состоит из двух электродов (проводники I рода), погруженных в расплав или раствор электролита (проводник II рода).

При электролизе происходят процессы, обратные тем, которые происходили в гальваническом элементе:

1) в гальваническом элементе окислительно -|окисный| восстановительные реакции генерируют электрическую энергию, а при электролизе - электрический ток стимулирует ход окислительно|окисный| - восстановительной реакции.

2) при электролизе знак анода (+), катода ( -).

Но, как и в гальваническом элементе так и при электролизе на аноде происходит процесс окисления, а на катоде – процесс восстановления|восстановления|.

Характер процессов на электродах и состав продуктов в процессе электролиза зависит от:

а) материала анода, б|б|) состава|сдаю| электролита, в) от состояния|стана| электролита.

Анод – положительно заряженный электрод (+) может быть активным или инертным:

а) активный анод изготовляется из|с| металлов ( кроме Au| и Pt|);

б) инертный анод – графитовый или изготовленный из|с| Au| или Pt|.

Роль электролита могут исполнять вещества, в которых реализованный или ионный тип химической связи, или ковалентний полярный: оксиды металлов, соли, основания, кислоты.

Электролит может находиться в состоянии: а) расплава (t⁰); б) раствора (H₂O)

На аноде происходит процесс окисления. При наличии в системе нескольких потенциальных восстановителей, процессы происходят поочередно. Критерием определения приоритетов| является значение электродных потенциалов окисления. Первым окисляется тот восстановитель, потенциал окисления которого наибольший.|какого|

Последовательность окисления на аноде вероятных восстановленных|восстановил| форм:

1. Металл анода в последовательности уменьшения потенциала окисления, увеличения потенциала восстановления Me⁺ⁿ ( кроме Au, Pt ) Ме⁰ → Me⁺ⁿ + ne,φ_окисл.

2. Анионы бескислородных кислотных остатков в последовательности :

S^2-, I^-, Br^-, CI^- ; 2CI^- → CI₂ + 2e

3. В зависимости от рН раствора: а) кислород из воды : 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e (рН<7);

б) кислород из ОН^- ионов : 4ОН^- → O₂ + 2H₂О + 4e (рН 7)

4. Анионы кислородсодержащих кислотных остатков: NO₃^-, SO₄^2-, CO₃^2- и другие, в растворах не окисляются.

Катод – отрицательно заряженный электрод (-). На катоде – происходит процесс восстановления электролита. При наличии в системе нескольких потенциальных окислителей в первую очередь восстанавливается тот из них, который имеет наибольшее значение потенциала восстановления.

Последовательность восстановления|восстановления| на катоде вероятных окисленных форм:

1. Расплавы ( вода отсутствует ): катионы металлов в последовательности Au⁺ ... Li⁺ по схеме Me⁺ⁿ + ne→ Ме⁰

2. Растворы ( присутствует вода): а) катионы металлов в последовательности Au⁺ ... Тi³⁺ (включительно) Me⁺ⁿ + ne→ Ме⁰

б) водород : 2H₂O +2e → H₂ + 2OH^- (рН 7)

или 2H⁺ + 2e → H₂⁰ (рН<7)

Примеры|приклад|:

Электролиз расплава соли (электроды графитовые)

t⁰

СaCI₂ → Сa²⁺ + 2CI^-

K^- ) Сa²⁺ + 2e → Сa⁰ <─┘ └─> A⁺) (C) 2CI^- - 2e → CI₂

Электролиз раствора соли ( электроды графитовые )

Н₂О

а) MgI₂ → Mg²⁺ + 2I^-

K^- ) Mg²⁺, H₂O <─┘ └─> A⁺) (C) 2I^-, H₂O

φ⁰ Mg²⁺ ∕ Mg⁰ = - 2,36 B φ⁰ 2I^-∕ I⁰ = - 0,54B

φ⁰ 2H₂O ∕ H₂ + 2OH^- = - 0,83B φ⁰ 2H₂O ∕ O₂ + 4H⁺ = -1,23B

Учитывая значение потенциалов делаем вывод: на аноде окисляется анион I^- ; на катоде восстанавливается водород из воды.

К) 2H₂O +2e → H₂ + 2OH^- А) 2I^- - 2e → I₂

Mg²⁺ +2OH^- → Mg(OH)₂

Н₂О

б) 2Pb(NO₃)₂ → 2Pb²⁺ + 4NO₃^-

K^- ) Pb²⁺ , H₂O <─┘ └─> A⁺ ) (C) 4NO₃^- , 2H₂O

φ⁰ Pb²⁺ ∕ Pb⁰ = - 0,26 B NO₃^- - не окислюється

φ⁰ 2H₂O ∕ H₂ + 2OH^- = - 0,83B φ⁰ 2H₂O ∕ O₂ + 4H⁺ = -1,23B

2Pb²⁺ + 4e → 2Pb⁰ 2H₂O → O₂ +4H⁺ + 4e

4H⁺ + 4NO₃^- → 4HNO₃

Электролиз раствора соли с металлическим анодом

Н₂О

NаСІ → Nа⁺ + СІ^-

K^- ) Nа⁺, H₂O <─┘ └─> A⁺ ) (Ni) Cl^- , H₂O

φ⁰ Na⁺ ∕ Na⁰ = - 2,71 B φ⁰ Ni²⁺ ∕ Ni⁰ = +0,25 B

φ⁰ 2H₂O ∕ H₂ + 2OH^- = - 0,83B φ⁰ 2Cl^- ∕ Cl₂⁰ = - 1,36 B

φ⁰ Ni²⁺ ∕ Ni⁰ = +0,25 B

Ni⁰ → Ni²⁺ + 2e

Ni²⁺ +2e →Ni⁰ <────────────────┘

Количественные расчеты при электролизе

3. Закон Фарадея - масса вещества, которая раскладывается или образуется в ходе электролиза, пропорциональна электрохимическому эквиваленту и количеству электрического тока, который проходит через систему за время электролиза.

m= M_E ∙ I ∙ τ ∕ F

m-| масса вещества, которое разложилось|разлагает| или образовалось при электролизе

M_Э - молярная масса эквивалента этого вещества

F-| число Фарадея =96500К,

I - сила тока (А)

τ - время, в течение которого|какого| происходил электролиз (сек|).

4. Выход по току:

В_С = m_пр ∕ m_теор ۟ 100%

где Вс – выход по току

m_пр - масса вещества, которое образовалось практически (реально)

m_теор – масса вещества, которое должно было образоваться теоретически.