Составление электронных уравнений анодного и катодного процессов происходящих при коррозии
Решение задач на коррозию металлов
Задание 287.
Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары магний — никель. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?
Решение:
Магний имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал (-2,36 В), чем никель (-0,24 В), поэтому он является анодом, никель – катодом.
Анодный процесс – окисление металла: Mе 0 — 2 = Mе n+
и катодный процесс – восстановление ионов водорода (водородная деполяризация) или молекул кислорода (кислородная деполяризация). Поэтому при коррозии пары Mg — Ni с водородной деполяризацией происходит следующие процессы:
Анодный процесс: Mg 0 — 2 = Mg 2+
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н2↑
Продуктом коррозии будет газообразный водород соединение магния с кислотным остатком (соль).
При коррозии пары Mg — Ni в атмосферных условиях на катоде происходит кислородная деполяризация, а на аноде – окисление магния:
Анодный процесс: Mg 0 — 2 = Mg 2+
Катодный процесс: в нейтральной среде: 1/2O2 + H2O + 2 = 2OH —
в нейтральной или в щелочной среде: 1/2O 2 + H 2 O + 2 = 2OH —
Так как ионы Mg 2+ с гидроксид-ионами ОН — образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Mg(OH)2.
Задание 288.
В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили цинковую пластинку и цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения соответствующих процессов.
Решение:
а) При помещении цинковой пластинки в раствор хлороводородной (соляной) кислоты происходит реакция замещения:
Через некоторое время цинковая пластинка в растворе разбавленной соляной кислоте пассивируется оксидной плёнкой, образующейся при взаимодействии цинка с кислородом растворённым в воде по схеме: Zn + 1/2 O2 = ZnO, поэтому коррозия цинка вскоре замедлится.
б) При помещении цинковой пластинки, частично покрытой медью, в раствор соляной кислоты образуется гальваническая пара Zn — Cu, в которой цинк будет анодом, а медь – катодом. Происходит это так, потому что цинк имеет более электроотрицательный электродный потенциал (-0,763 В), чем медь (+0-,34 В).
Анодный процесс: Zn 0 — 2 = Zn 2+ ;
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н2↑
Ионы цинка Zn 2+ с ионами хлора Cl — будут давать соль ZnCl2 – сильный электролит, а водород будет интенсивно выделяться в виде пузырьков газа. Этот процесс будет бурно протекать до тех пор пока не закончится приход ионов водорода Н + соляной кислоты или пока полностью не растворится цинковая пластинка. Ионно-молекулярное уравнение коррозии:
Zn 0 + 2H + = Zn 2+ + H2О↑
Молекулярная форма уравнения:
Задание 289.
Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов происходящих при коррозии технического железа во влажном воздухе и в кислой среде.
Решение:
Химически чистое железо более стойко к коррозии, потому что с кислородом образует на поверхности оксидную плёнку, которая препятствует дальнейшему разрушению металла. Техническое железо содержит примеси различных металлов и неметаллов, которые образуют различные гальванические пары железо — примесь. Железо, имея отрицательный стандартный электродный потенциал (-0,44 В) со многими примесями, потенциал которых значительно положительнее, является анодом, а примеси – катодом:
Анодный процесс: Fe 0 -2 = Fe 2+
Катодный процесс: в кислой среде: 2Н + + 2 = Н2 ↑
в нейтральной или в щелочной среде: 1/2O2 + H2O + 2 = 2OH —
Так как ионы Fe 2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом атмосферной коррозии железа будет Fe(OH)2. При контакте с кислородом воздуха Fe(OH)2 быстро окисляется до метагидроксида железа FeO(OH), приобретая характерный для него бурый цвет:
Электролиз
Электролиз
Химические реакции, сопровождающиеся переносом электронов (окислительно-восстановительные реакции) делятся на два типа: реакции, протекающие самопроизвольно и реакции, протекающие при прохождении тока через раствор или расплав электролита.
Раствор или расплав электролита помещают в специальную емкость — электролитическую ванну .
Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц — ионов, электронов и др. под действием внешнего электрического поля. Электрическое поле в растворе или расплаве электролита создают электроды .
Электроды — это, как правило, стержни из материала, проводящего электрический ток. Их помещают в раствор или расплав электролита, и подключают к электрической цепи с источником питания.
При этом отрицательно заряженный электрод катод — притягивает положительно заряженные ионы — катионы . Положительно заряженный электрод ( анод ) притягивает отрицательно заряженные частицы ( анионы ). Катод выступает в качестве восстановителя, а анод — в качестве окислителя.
Различают электролиз с активными и инертными электродами. Активные (растворимые) электроды подвергаются химическим превращениям в процессе электролиза. Обычно их изготавливают из меди, никеля и других металлов. Инертные (нерастворимые) электроды химическим превращениям не подвергаются. Их изготавливают из неактивных металлов, например, платины , или графита .
Электролиз растворов
Различают электролиз раствора или расплава химического вещества. В растворе присутствует дополнительное химическое вещество — вода, которая может принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях.
Катодные процессы
В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. Окислительные способности ионов металлов различаются. Для оценки окислительно-восстановительных способностей металлов применяют электро-химический ряд напряжений :
Каждый металл характеризуется значением электрохимического потен-циала. Чем меньше потенциал , тем больше восстановительные свойства металла и тем меньше окислительные свойства соответствующего иона этого металла. Разным ионам соответствуют разные значения этого потенциала. Электрохимический потенциал — относительная величина. Электрохимический потенциал водорода принят равным нулю.
Также около катода находятся молекулы воды Н2О. В составе воды есть окислитель — ион H + .
При электролизе растворов солей на катоде наблюдаются следующие закономерности:
1. Если металл в соли — активный ( до Al 3+ включительно в ряду напряжений ), то вместо металла на катоде восстанавливается (разряжается) водород , т.к. потенциал водорода намного больше. Протекает процесс восстановления молекулярного водорода из воды, при этом образуются ионы OH — , среда возле катода — щелочная:
2H2O +2ē → H2 + 2OH —
Например , при электролизе раствора хлорида натрия на катоде будет вос-станавливаться только водород из воды.
2. Если металл в соли – средней активности (между Al 3+ и Н + ) , то на катоде восстанавливается (разряжается) и металл , и водород , так как потенциал таких металлов сравним с потенциалом водорода:
Me n+ + nē → Me 0
2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH —
Например , при электролизе раствора сульфата железа (II) на катоде будет восстанавливаться (разряжаться) и железо, и водород:
Fe 2+ + 2ē → Fe 0
2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH —
3. Если металл в соли — неактивный (после водорода в ряду стандартных электрохимических металлов) , то ион такого металла является более сильным окислителем, чем ион водорода, и на катоде восстанавливается только металл:
Me n+ + nē → Me 0
Например, при электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде будет восстанавливаться медь:
Cu 2+ + 2ē → Cu 0
4. Если на катод попадают катионы водорода H + , то они и восстанавливаются до молекулярного водорода:
2H + + 2ē → H2 0
Анодные процессы
Положительно заряженный анод притягивает анионы и молекулы воды. Анод – окислитель. В качестве восстановителей выступаю либо анионы кислотных остаток, либо молекулы воды (за счет кислорода в степени окисления -2: H 2 O -2 ).
При электролизе растворов солей на аноде наблюдаются следующие закономерности:
1. Если на анод попадает бескислородный кислотный остаток , то он окисляется до свободного состояния (до степени окисления 0):
неМе n- – nē = неМе 0
Например : при электролизе раствора хлорида натрия на аноде окисляют-ся хлорид-ионы:
2Cl — – 2ē = Cl2 0
Действительно, если вспомнить Периодический закон: при увеличении электроотрицательности неметалла его восстановительные свойства уменьшаются. А кислород – второй по величине электроотрицательности элемент. Таким образом, проще окислить практически любой неметалл, а не кислород. Правда, есть одно исключение . Наверное, вы уже догадались. Конечно же, это фтор. Ведь электроотрицательность фтора больше, чем у кислорода. Таким образом, при электролизе растворов фторидов окисляться будут именно молекулы воды, а не фторид-ионы :
2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +
2. Если на анод попадает кислородсодержащий кислотный остаток, либо фторид-ион , то окислению подвергается вода с выделением молекулярно-го кислорода:
2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +
3. Если на анод попадает гидроксид-ион, то он окисляется и происходит выделение молекулярного кислорода:
4 O -2 H – – 4ē → O2 0 + 2H2O
4. При электролизе растворов солей карбоновых кислот окислению под-вергается атом углерода карбоксильной группы, выделяется углекислый газ и соответствующий алкан.
Например , при электролизе растворов ацетатов выделяется углекислый газ и этан:
2 CH3 C +3 OO – –2ē → 2 C +4 O2+ CH3-CH3
Суммарные процессы электролиза
Рассмотрим электролиз растворов различных солей.
Например , электролиз раствора сульфата меди. На катоде восстанавливаются ионы меди:
Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
На аноде окисляются молекулы воды:
Анод (+): 2H2 O -2 – 4ē → O2 + 4H +
Сульфат-ионы в процессе не участвуют. Мы их запишем в итоговом уравнении с ионами водорода в виде серной кислоты:
2 Cu 2+ SO4 + 2H2 O -2 → 2 Cu 0 + 2H2SO4 + O2 0
Электролиз раствора хлорида натрия выглядит так:
На катоде восстанавливается водород:
Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –
На аноде окисляются хлорид-ионы:
Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0
Ионы натрия в процессе электролиза не участвуют. Мы записываем их с гидроксид-анионами в суммарном уравнении электролиза раствора хлорида натрия :
2 H + 2O +2Na Cl – → H2 0 + 2NaOH + Cl2 0
Следующий пример : электролиз водного раствора карбоната калия.
На катоде восстанавливается водород из воды:
Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –
На аноде окисляются молекулы воды до молекулярного кислорода:
Анод (+): 2H2 O -2 – 4ē → O2 0 + 4H +
Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия ионы калия и карбонат-ионы в процессе не участвуют. Происходит электролиз воды:
2 H2 + O -2 → 2 H2 0 + O2 0
Еще один пример : электролиз водного раствора хлорида меди (II).
На катоде восстанавливается медь:
Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
На аноде окисляются хлорид-ионы до молекулярного хлора:
Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0
Таким образом, при электролизе раствора карбоната калия происходит электролиз воды:
Cu 2+ Cl2 – → Cu 0 + Cl2 0
Еще несколько примеров: электролиз раствора гидроксида натрия.
На катоде восстанавливается водород из воды:
Катод (–): 2 H + 2O +2ē → H2 0 + 2OH –
На аноде окисляются гидроксид-ионы до молекулярного кислорода:
Анод (+): 4 O -2 H – – 4ē → O2 0 + 2H2O
Таким образом, при электролизе раствора гидроксида натрия происходит разложение воды, катионы натрия в процессе не участвуют:
2 H2 + O -2 → 2 H2 0 + O2 0
Электролиз расплавов
При электролизе расплава на аноде окисляются анионы кислотных остатков, а на катоде восстанавливаются катионы металлов. Молекул воды в системе нет.
Например: электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавли-ваются катионы натрия:
Катод (–): Na + + ē → Na 0
На аноде окисляются анионы хлора:
Анод (+): 2 Cl – – 2ē → Cl2 0
Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:
2 Na + Cl – → 2 Na 0 + Cl2 0
Еще один пример: электролиз расплава гидроксида натрия. На катоде восстанавливаются катионы натрия:
Катод (–): Na + + ē → Na 0
На аноде окисляются гидроксид-ионы:
Анод (+): 4 OH – – 4ē → O2 0 + 2H2O
Суммарное уравнение электролиза расплава гидроксида натрия:
4 Na + OH – → 4 Na 0 + O2 0 + 2H2O
Многие металлы получают в промышленности электролизом расплавов.
Например , алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия в расплаве криолита. Криолит – Na3[AlF6] плавится при более низкой температуре (1100 о С), чем оксид алюминия (2050 о С). А оксид алюминия отлично растворяется в расплавленном криолите.
В растворе криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:
На катоде восстанавливаются катионы алюминия:
Катод (–): Al 3+ + 3ē → Al 0
На аноде окисляются алюминат-ионы:
Анод (+): 4Al O 3 3 – – 12ē → 2Al2O3 + 3 O2 0
Общее уравнение электролиза раствора оксида алюминия в расплаве криолита:
2 Al 2 О 3 = 4 Al 0 + 3 О 2 0
В промышленности при электролизе оксида алюминия в качестве электродов используют графитовые стержни. При этом электроды частично окисляются (сгорают) в выделяющемся кислороде:
C 0 + О2 0 = C +4 O2 -2
Электролиз с растворимыми электродами
Если материал электродов выполнен из того же металла, который присут-ствует в растворе в виде соли, или из более активного металла, то на аноде разряжаются не молекулы воды или анионы, а окисляются частицы самого металла в составе электрода.
Например , рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) с медными электродами.
На катоде разряжаются ионы меди из раствора:
Катод (–): Cu 2+ + 2ē → Cu 0
На аноде окисляются частицы меди из электрода :
Анод (+): Cu 0 – 2ē → Cu 2+
Электролиз расплавов и растворов
Теория к заданию 22 из ЕГЭ по химии
Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей)
Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться направленно: катионы к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы к аноду (положительно заряженному электроду).
На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются, на аноде анионы отдают электроны и окисляются. Этот процесс называют электролизом.
Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита.
Электролиз расплавленных солей
Рассмотрим процесс электролиза расплава хлорида натрия. В расплаве идет процесс термической диссоциации:
Под действием электрического тока катионы $Na^<+>$ движутся к катоду и принимают от него электроны:
Анионы $Cl^<->$ движутся к аноду и отдают электроны:
Суммарное уравнение процессов:
На катоде образуется металлический натрий, на аноде — газообразный хлор.
Главное, что вы должны помнить: в процессе электролиза за счет электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая самопроизвольно идти не может.
Электролиз водных растворов электролитов
Более сложный случай — электролиз растворов электролитов.
В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие в электролизе.
Для определения продуктов электролиза водных растворов электролитов существуют следующие правила:
1. Процесс на катоде зависит не от материала, из которого сделан катод, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если:
1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений в начале ряда по $Al$ включительно, то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород $Н_2↑$). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.
1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.
1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.
1.4. В растворе содержатся катионы разных металлов, то сначала восстанавливается катион металла, стоящий в ряду напряжений правее.
$Li K Ca Na Mg Al$ $Li^ <+>K^ <+>Ca^ <2+>Na^ <+>Mg^ <2+>Al^<3+>$ | $Mn Zn Fe Ni Sn Pb$ $Mn^ <2+>Zn^ <2+>Fe^ <2+>Ni^ <2+>Sn^ <2+>Pb^<2+>$ | $H_2$ $2H^<+>$ | $Cu Hg Ag Pt Au$ $Cu^ <2+>Hg_2^ <2+>Ag^ <+>Pt^ <2+>Au^<3+>$ |
Восстанавливается вода: $2H_2O+2ē=H_2↑+2OH^<−>;$ $M^ | Восстанавливаются катионы металла и вода: $M^ $2H_2O+2ē=H_2↑+2OH^<−>$ | Восстанавливаются катионы металла: $M^ | |
$nē→$ Усиление окислительных свойств катионов (способности принимать электроны) |
2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона.
Кислотный остаток $Ас^ | Анод | |
Растворимый | Нерастворимый | |
Бескислородный | Окисление металла анода $M^<−>−nē=M^ анод раствор | Окисление аниона (кроме $F^<–>$) $Ac^ |
Кислородсодержащий | В кислотной и нейтральной средах: $2H_2O−4ē=O_2↑+4H^<+>$ В щелочной среде: $4OH^<−>−4ē=O_2↑+4H^<+>$ |
2.1. Если анод растворяется (железо, цинк, медь, серебро и все металлы, которые окисляются в процессе электролиза), то окисляется металл анода, несмотря на природу аниона.
2.2. Если анод не растворяется (его называют инертным — графит, золото, платина), то:
а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот (кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;
б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется $О_2↑$). Анионы не окисляются, они остаются в растворе;
в) анионы по их способности окисляться располагаются в следующем порядке:
Попробуем применить эти правила в конкретных ситуациях.
Рассмотрим электролиз раствора хлорида натрия в случае, если анод нерастворимый и если анод растворимый.
1) Анод нерастворимый (например, графитовый).
В растворе идет процесс электролитической диссоциации:
Учитывая присутствие ионов $Na^<+>$ в растворе, составляем молекулярное уравнение:
2) Анод растворимый (например, медный):
Если анод растворимый, то металл анода будет окисляться:
Катионы $Cu^<2+>$ в ряду напряжений стоят после ($Н^<+>$), по этому они и будут восстанавливаться на катоде.
Концентрация $NaCl$ в растворе не меняется.
Рассмотрим электролиз раствора сульфата меди (II) на нерастворимом аноде:
Суммарное ионное уравнение:
Суммарное молекулярное уравнение с учетом присутствия анионов $SO_4^<2->$ в растворе:
Рассмотрим электролиз раствора гидроксида калия на нерастворимом аноде:
Суммарное ионное уравнение:
Суммарное молекулярное уравнение:
В данном случае, оказывается, идет только электролиз воды. Аналогичный результат получим и в случае электролиза растворов $H_2SO_4, NaNO_3, K_2SO_4$ и др.
Электролиз расплавов и растворов веществ широко используется в промышленности:
- Для получения металлов (алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом).
- Для получения водорода, галогенов, щелочей.
- Для очистки металлов — рафинирования (очистку меди, никеля, свинца проводят электрохимическим методом).
- Для защиты металлов от коррозии (хрома, никеля, меди, серебра, золота) — гальваностегия.
- Для получения металлических копий, пластинок — гальванопластика.
http://chemege.ru/electrolysis/
http://examer.ru/ege_po_himii/teoriya/elektroliz_rasplavov_i_rastvorov