Меню

Электрохимическая реакция медь цинк

Медно-цинковый гальванический элемент (элемент Якоби-Даниэля)

Если электрическая цепь замкнута, то в области I происходит окисление цинка, на поверхности пластины атомы Zn превращаются в ионы и переходят в раствор, цинковая пластина постепенно растворяется.

Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом.

Zn0 ↔ Zn+2 + 2ē – анодный процесс

Образовавшиеся при этом свободные электроны движутся по внешней цепи к медному электроду.

В области II, на медном электроде, происходит восстановление ионов меди.

Электроны, переходящие по внешней цепи от цинкового электрода, соединяются с катионами меди из раствора, образуется атомы меди – масса медной пластины увеличивается.

Электрод, на котором протекают процессы восстановления, называется катодом.

Cu+2 + 2ē ↔ Cu0 – катодный процесс

Суммарное уравнение токообразующей реакции:

Cu+2 + Zn0 ↔ Cu0 + Zn+2

CuSO4 + Zn0 ↔ Cu0 + Zn SO4

При работе ГЭ область II обедняется катионами меди, область I обогащается катионами цинка. Раствор в области II заряжается «-», а в области I – «+».

Создается электрическое поле, в котором катионы движутся к медному электроду, а анионы (SO42—) – к цинковому электроду по солевому мостику.

В итоге растворы в областях I и II остаются электронейтральными.

При схематической записи ГЭ вертикальными линиями разделяют те фазы, на границе раздела которых возникают скачки потенциалов, две вертикальные линии- солевой мостик:

Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu

Максимальное значение напряжения ГЭ, соответствующее обратимому проведению процесса, называется электродвижущей силой (ЭДС) гальванического элемента (Е, В).

Е= φ(катода) – φ(анода)

Если соблюдаются стандартные условия, ЭДС элемента называется стандартной (Е0, В):

Е0= φ0(катода) – φ0(анода)

Электролиз — окислительно-восстановительные процессы, которые протекают под действием постоянного электрического тока, проходящего через раствор или расплав электролита.

Электролиз – процесс, противоположный работе ГЭ, он протекает с поглощением энергии.

Электролиз расплава хлорида магния

MgCl2↔ Mg2+ + 2Cl—

«-« Катод: Mg2+ + 2ē → Mg0

«+» Анод: 2Cl— — 2ē → Cl20

Суммарная реакция электролиза расплава хлорида магния:

MgCl2 → Mg0 + Cl20

Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, но в электролизе он заряжен «-».

Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом, заряжен он «+».

Электролиз водных растворов электролитов

На катоде будут восстанавливаться окисленные формы тех систем, которые имеют наибольшее значение электродного потенциала.

На аноде будут окисляться те системы, которые имеют наименьшее значение электродного потенциала.

Источник

Схема гальванического медно-цинкового элемента

Для выяснения сущности электрохимического процесса коррозии рассмотрим схему обычного гальванического медно-цинкового элемента.

В нем пластинки цинка и меди погружены в раствор соответственно ZnS04 , CuS04 . Разрушению (коррозии) подвергается цинковая пластинка. При этом Zn переходит в раствор в виде иона, оставляя свободные электроны в пластинке, — анодный процесс:

Zn — 2е = Zn+2

Если теперь соединить металлическим проводником обе пластинки (электроды), то свободные электроны с цинка (анода) сейчас же перейдут на медную пластину (катод). Здесь они будут связываться ионами меди, которые при этом восстанавливаются и вы­деляются на медной пластине, — катодный процесс:

Cu+2 + 2e = Cu

Анодный и катодный процесс дополняются переходом электронов от анода к катоду и движением ионов в электролите — анионов к аноду и катионов к катоду.

Таким образом в этом элементе протекает химическая реакция, в результате которой Zn — цинк отдает электроны (реакция окисления — анодный процесс), а ионы меди их принимают (реакция восстановления — катодный процесс):

Читайте также:  Процесс гальванического осаждения меди

Zn+Cu+2> Zn+2+Cu

Количество переходящих с анода на катод электронов ( т.е. ток) пропорционально количеству ионов цинка, перешедших в раствор: чем больше У, тем интенсивнее коррозия.

Так как У= (Vk — Va)/R, где Vk , Va — потенциалы катода и анода, то интенсивность в значительной мере определяется разностью потенциалов электродов.

Vk — Va (потенциал анода более отрицателен, чем потенциал катода) при данном R.

Как показывает опыт, разность Vk — Va оказывается значительной в начальный момент работы коррозионного элемента и уменьшается до некоторого значения в последующем. Уменьшение начальной разницы потенциалов электродов гальванического коррозионного элемента, приводящее к уменьшению интенсивности коррозии, называется поляризацией.

Электродный процесс, уменьшающий поляризацию, то есть интенсифицирующий коррозию, называется деполяризацией, а вещества или факторы, способствующие деполяризации, — деполяризаторами. Следовательно, одним из условий возникновения и протекания коррозии является наличие в электролите деполяризаторов, т.е. веществ способных связывать свободные электроны. Условие Vk — Vа приводит к прекращению электрохимической коррозии, что означает полную электрохимическую однородность поверхности металла, т.е. отсутствие гальванической пары. Прекращение коррозии наступает также и в случае R = , что означает отсутствие электролита, являющегося проводником второго рода.

Таким образом, для возникновения и протекания электрохимической коррозии металла необходимо наличие следующих трех основных условий: гальванической пары, т.е. двух участков металла с разными потенциалами; электролита, находящегося в контакте с электродами пары, и деполяризаторов. Устранение одного из этих условий делает электрохимическую коррозию невозможной, что широко используется на практике.

В металле, например в стенке стальной трубы, образование гальванических пар обусловливается электрохимической неоднородностью различных участков поверхности. Вследствие ряда причин потенциалы одних участков становятся более отрицательными, чем потенциалы других. В таком случае возникает уже рассмотренные процессы, ведущие к разрушению анодных участков, например: избирательная коррозия латуни — электрохимическая коррозия.

Основные внешние факторы коррозии

На протекание процессов электрохимической коррозии влияет много факторов. Их можно разделить на две группы: внутренние (род металла, его чистота, наличие в нем напряжений, термическая и механическая его обработка и т.п.) и внешние факторы коррозии (характер среды, значение рН и т.п.).

В условиях работы теплосилового оборудования котельных растворенный кислород является основным фактором, определяющим интенсивность коррозии. Он является деполяризатором и, следовательно, обеспечивает работу коррозионных элементов. Результатом коррозии железа с участием кислорода является образование вначале гидрата двухвалентного железа.

2Fe + 02 + 2Н20 > 2Fe(OH)2

Источник

Медно-цинковый гальванический элемент

Медно-цинковый гальванический элемент состоит из медной и цинковой пластин, опущенных соответственно в растворы сульфатов меди и цинка, которые отделены друг от друга пористой перегородкой, пропускающей только анионы SO4 2- . При разомкнутой внешней электрической цепи на поверхности металлов устанавливаются равновесия:

Zn Zn 2+ + 2e, Сu Cu 2+ + 2e.

Поскольку стандартный потенциал цинкового электрода более электроотрицателен, чем потенциал медного электрода, то при замыкании внешней цепи электроны будут переходить от цинка к меди. В результате равновесие на цинковом электроде сместится вправо, в сторону анодного процесса (окисления цинка):

Пришедшие по внешней цепи электроны сместят равновесие на медном электроде в сторону катодного процесса (восстановления ионов Сu 2+ ):

Читайте также:  Сколько меди в старом холодильнике атлант

Суммируя электродные реакции, получим:

Вследствие этой химической реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи (электрический ток), т.е. происходит превращение химической энергии в электрическую.

Используя уравнение Нернста, можно рассчитать ЭДС медно-цинкового элемента:

(0,059/2)·lg[c(Cu 2+ )/c(Zn 2+ )] = Е°э + (0,059/2)·lg[c(Cu 2+ )/c(Zn 2+ )],

где Еэ – ЭДС гальванического элемента в В, Е°э = (Е°к – Е°а) — стандартная ЭДС элемента в В, n = 2 – количество электронов, участвующих в катодном и анодом процессах.

Экспериментально определенная ЭДС всегда меньше вычисленной, поскольку при протекании тока в цепи происходит смещение потенциалов – катода в область более электроотрицательных значений, а анода — в область более положительных значений. Такое изменение электродных потенциалов называется поляризацией. Чтобы максимально уменьшить поляризацию необходимо измерять ЭДС гальванических элементов высокоомным вольтметром, чтобы ток в цепи был минимальным.

Электролизом называются процессы, протекающие на электродах под действием постоянного электрического напряжения, подаваемого от внешнего источника. При этом происходит превращение электрической энергии в химическую. Анод подключается к положительному полюсу источника напряжения, а катод – к отрицательному. В производстве применяется электролиз как с растворимыми анодами (металлическими, кроме золота и платиновых металлов), так и с нерастворимыми, инертными анодами (графит, золото, платиновые металлы).

Зависимость между количествами прошедшего через электролит электричества и веществ, полученных или израсходованных на электродах определяется законами Фарадея:

1) масса вещества, испытавшего электрохимическое превращение, прямо пропорциональна количеству прошедшего через электролит электричества:

где m – масса вещества в граммах, Q – количество электричества в кулонах (Кл) (Q – заряд; Q = Iτ, где , I – ток в А, τ — время в с; А·с = Кл), k – электрохимический эквивалент, показывающий, сколько грамм вещества выделится или разложится при прохождении через электролит заряда в один кулон;

2) при одинаковых количествах электричества, прошедших через электролиты, массы веществ, прореагировавших или образовавшихся на электродах, относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов:

где mi – массы веществ в граммах, Mэi – эквивалентные массы в г/моль. Для разложения или выделения одного моля эквивалентов вещества на электроде через него должен пройти один моль электронов, заряд которого равен постоянной Фарадея F:

F = NAe = 6,02 · 10 23 моль -1 · 1,6 · 10 -19 Кл = 96485Кл/моль.

Записывая первый закон Фарадея для одного моля эквивалентов вещества, получим

При электролизе расплавов индивидуальных солей в электролитах содержится по одному виду катионов и анионов, поэтому на катодах происходит восстановление катионов металлов, а на анодах — окисление анионов. Например, при электролизе расплава хлорида натрия на аноде протекает восстановление ионов Na + :

а на аноде — окисление ионов Сl — :

Суммарный процесс можно записать следующим образом:

При электролизе водных растворов электролитов возможно протекание нескольких электродных реакций, так как кроме катионов и анионов растворённых веществ в растворах присутствуют ионы Н + и ОН — , образующиеся при диссоциации воды. На катодах в первую очередь восстанавливаются катионы металлов с наиболее положительными электродными потенциалами. Потенциал реакции восстановления ионов Н + , рассчитанный по формуле (38) принимает значения от -0,83 до 0 В (при изменении рН от 14 до 0). Катионы металлов, потенциал которых более положителен, чем потенциал водородного электрода (в ряду напряжений металлы расположенные правее водорода), в растворах восстанавливаются в первую очередь, а восстановления ионов Н + не происходит. Таким образом восстанавливаются ионы Au 3+ , Hg 2+ , Ag + , Cu 2+ и другие (Е которых >0).

Читайте также:  В 200 г 8 раствора сульфата меди поместили железный гвоздь

Катионы металлов, потенциал которых отрицательнее потенциала выделения водорода (катионы щелочных, щелочно-земельных металлов и алюминия, Е которых + .

Если в растворе содержатся катионы металлов, потенциал которых лежит в области значений потенциала восстановления ионов Н + (ионы Sn 2+ , Pb 2+ , Ni 2+ , Cd 2+ , Zn 2+ и других металлов, находящихся в ряду напряжений между алюминием и водородом), то на катоде одновременно происходит восстановление ионов Н + и катионов металлов по реакции:

При протекании параллельных реакций на катоде часть количества электричества расходуется на осаждение металла, а другая часть — на восстановление ионов водорода. Доля от общего количества электричества, которая расходуется на выделение одного из веществ, называется выходом по току данного вещества. Выход по току металла рассчитывается по формуле:

где Q – общее количество электричества, Кл; Q (Me) – количество электричества, затраченное на выделение металла, Кл. Сумма выходов по току металла и водорода составляет 1.

На анодах протекают реакции окисления восстановителей и в первую очередь идут реакции с растворимыми анодами по уравнению, обратному (49). При использовании нерастворимых анодов происходит окисление анионов, причем в первую очередь окисляются анионы, не содержащие кислород (анионы Вг — , I — , Cl — , S 2 — ). Если в составе анионов содержится кислород (NO3 — , SO4 2 — , PO4 3 — и др.), то на нерастворимых анодах окисляются ионы ОН — с выделением кислорода:

Коррозия металлов

Коррозия металловэто разрушение металлов в результате их взаимодействия с окружающей средой. По механизмам протекания коррозионных процессов различают химическую и электрохимическую коррозию. Химическая коррозия протекает в газовых средах без конденсации влаги и при повышенных температурах (в печах), а также в растворах неэлектролитов. При этом происходит прямое гетерогенное взаимодействие металлов с окислителями сред.

При электрохимической коррозии происходит анодное окисление металлов и катодное восстановление окислителей на различных участках поверхности металлов, что сопровождается переходом электронов от анодных участков к катодным. Основными окислителями служат кислород и катионы водорода. При коррозии с выделением водорода (с водородной деполяризацией) на катодных участках протекает следующая реакция:

Если окислителем является кислород (с кислородной деполяризацией), то катодный процесс в нейтральной и щелочной средах протекает по уравнению (1), а в кислой — по уравнению (2):

(1) (2) О2 + 2Н2О + 4е → 4ОН — , О2 + 4Н + + 4е → 2Н2О.

Коррозия возможна только при условии, что EMe n + / Me + /H = -0,059рН.

Если коррозия протекает с кислородной деполяризацией, то Еок рассчитывается по уравнению Нернста для кислородного газового электрода (при 298К):

Окислители играют двойную роль в процессах коррозии. С одной стороны, они могут восстанавливаться и этим ускорять коррозию металлов, а с другой стороны, могут вызывать явление пассивации некоторых металлов (хрома, титана, алюминия и др.) в результате образования защитных оксидных плёнок.

Источник

Adblock
detector