28. Анодное окисление. Привести примеры. Электролиз с растворимым анодом. Закон Фарадея. Выход по току. Напряжение разложения. Перенапряжение.

Анодное окисление органических веществ, как правило, сопровождается образованием не одного продукта, а ряда веществ, причем бывает весьма затруднительно описать происходящие процессы одним простым стехиометрическим уравнением.

Электролиз растворов с растворимым анодом. Электролиз с растворимым анодом возможен тогда, когда металл легче отдает электроны, чем ионы Сl^–, ОН^– или молеку­лы воды. Например, на медном аноде в растворе хлорида или сульфата меди хлор или кислород не выделяются, а происходит переход в раствор ионов Сu²⁺ . Одновременно на катоде те же ионы разряжаются и осаждается металлическая медь. Таким образом, электролиз с растворимым анодом сводится к переносу меди с анода на катод.

• Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.

• Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

• Эти два закона можно объединить в одном уравнении:

•  ,

• где       m – масса выделяющегося вещества, г;

•             n – количество электронов, переносимых в электродном процессе;

•             F – число Фарадея (F=96485 Кл/моль)

•             I – сила тока, А;

•             t – время, с;

•             M – молярная масса выделяющегося вещества, г/моль.

• Величина  называется электрохимическим эквивалентом вещества.

Это масса вещества, образовавшегося в результате электролиза при пропускании через раствор тока определенной силы тока в течение определенного времени. Рассчитывается с помощью закона Фарадея

Напряжение разложения электролита - минимальное напряжение между электродами, при котором начинает протекать электролиз; оно должно быть как минимум равно разности электродных потенциалов, т.е. потенциалов разрядки анионов ( на аноде) и катионов ( на катоде) из растворов электролитов

Часто реально необходимый потенциал разложения электролита оказывается больше теоретической величины. Эта разность называется перенапряжением η = ϕ(р) - ϕ(i) где ϕ(р) – равновесный потенциал, ϕ(i) – потенциал при протекание тока.

29. Коррозия. Химическая и электрохимическая. Привести пример электрохимической коррозии. Что такое протекторная защита?

Коррозия металлов – это процесс их самопроизвольного разрушения при взаимодействии с окружающей средой.

Химическая коррозия - это вид коррозионного  разрушения металла, связанный с взаимодействием металла и коррозионной среды, при котором одновременно окисляется металл и происходит восстановление коррозионной среды.

Электрохимическая коррозия - самый распространенный вид коррозии, это разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока.

Коррозионный элемент (короткозамкнутый гальванический элемент) схематично можно изобразить:

(–) А | коррозионная среда | К (+)

При работе коррозионных элементов, т.е. при электрохимической коррозии имеют место три основных процесса (рис. 10.7):

на металле

1.Анодный процесс – окисление металла, образование гидратированных ионов металла в электролите и некомпенсированных электронов на анодных участках по реакции:

Me_(K) – neˉ ® Meⁿ⁺(p)

2. Процесс перетекания электронов по металлу от анодных участков к катодным и соответствующее перемещение катионов и анионов в растворе.

3. Катодный процесс – приём электронов каким – либо окислителем окружающей коррозионной среды (какими – либо ионами или молекулами – деполяризаторами) на границе раздела фаз металл -коррозионная среда:

Ох + neˉ ® Red или Д + neˉ ® [Дneˉ].

Электрохимическая коррозия возникает при контакте металла с окружающей электролитически проводящей средой.

ПРИМЕР : электрохимическая коррозия железа в кислой среде.

В качестве конкретного примера рассмотрим коррозию железа в воздухе, содержащем сернистый газ SO₂. На поверхности железа в данном случае образуется пленка сернистой кислоты вследствие взаимодействия сернистого газа с парами воды: SO₂+Н₂О = Н₂SO₃. Записываем схему микрогальванопар, работа которых в рассматриваемых условиях будет приводить к коррозии железа:

А - Fe| Н₂SO₃| катодный участок +К

Записываем уравнение электродных процессов, протекающих при работе таких микрогальванопар:

А: Fe = Fe²⁺+2е‾ − окисление железа на анодных участках (коррозия железа)

К: 2Н⁺ + 2еˉ = Н₂− восстановление ионов Н⁺на катодных участках.

Fe + 2Н⁺= Fe²⁺+Н₂ − суммарное уравнение электрохимической коррозии.

Протекторная защита - Уменьшение коррозии металла в электролите за счет гальванического соединения его с более анодным металлом.