Коррозия

СОДЕРЖАНИЕ

 

       ВВЕДЕНИЕ

 

1. ПОНЯТИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА

1.1 Материалы электродов

1.2 Процессы происходящие на  катоде и аноде

1.3 Электролиты

1.3.1 Электролиз водных растворов

1.3.2 Электролиз расплавов

 

 

2. КОНСТРУКЦИОННЫЕ ОСОБЕННОСТИ ЭЛЕКТРОЛИЗНЫХ УСТАНОВОК

 

3. ПРАКТИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА

 

 

 

 

ВВЕДЕНИЕ

Электрохимические процессы широко применяются  в различных областях современной  техники, аналитической химии, биохимии, металлургии и химической промышленности. Электролиз в гидрометаллургии является одной из стадий переработки металлсодержащего  сырья, обеспечивающей получение товарных металлов. В цветной металлургии  электролиз используется для извлечения металлов из руд и их очистки. Электролизом расплавленных сред получают алюминий, магний, титан, цирконий, уран, и другие. Актуальность электролиза объясняется  тем, что многие вещества получают именно этим способом. Например, такие металлы  как никель, натрий, чистый водород, получают только с помощью этого  метода. Кроме того, с его помощью  электролиза относительно легко  можно получить чистые металлы, массовая доля самого элемента в которых стремиться к ста процентам. Преимущество этого  способа в относительной дешевизне  и простоте.

На сегодняшний день большой  популярностью пользуются различные  предметы, покрытые драгоценными металлами, (позолоченные или посеребренные  вещи). К тому же металлические изделия  покрывают слоем другого металла  электролитическим способом с целью  защитить его от коррозии.

Таким образом, исследование электрохимических  процессов, определение факторов, влияющих на них, установление новых способов использования процессов электролиза  в промышленных условиях сохранило  свою актуальность и востребованность в наши дни.

В данном реферате определены следующие  задачи:

· ознакомление с теоретическими основами электролиза;

· рассмотрение электродов и электролитов с происходящими в них процессами;

· выделить области практического  применения электролиза.

1. ПОНЯТИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗА

Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

Для осуществления электролиза  к отрицательному полюсу внешнего источника  постоянного тока присоединяют катод, а к положительному полюсу -- анод, после чего погружают их в электролизер с раствором или расплавом  электролита. Электроды, как правило, бывают металлические, но применяются  и неметаллические, например графитовые (проводящие ток). 
На поверхности электрода, подключенного к отрицательному полюсу источника постоянного тока (катоде), ионы, молекулы или атомы присоединяют электроны, т. е. протекает реакция электрохимического восстановления. На положительном электроде (аноде) происходит отдача электронов, т. е. реакция окисления. Таким образом, сущность электролиза состоит в том, что на катоде происходит процесс восстановления, а на аноде -- процесс окисления. В результате электролиза на электродах (катоде и аноде) выделяются соответствующие продукты восстановления и окисления, которые в зависимости от условий могут вступать в реакции с растворителем, материалом электрода и т. п., -- так называемые вторичные процессы. Описывая процессы электролиза нельзя не упоянуть о законах Фарадея.

Первый закон Фарадея - масса вещества, выделившегося на электроде при прохождении по раствору электролита электрического тока, прямо пропорциональна количеству электричества.

?m=k_эQ

где ?m - количество прореагировавшего  вещества; Q - количество электричества; k_э - коэффициент пропорциональности, показывающий, сколько вещества прореагировало при прохождении единицы количества электричества. Величина, k называется электрохимическим эквивалентом.

k=M/(N_Az¦e¦)

где z - валентность иона; M - молярная масса вещества, выделившегося на электроде; N_A--постоянная Авогадро. ¦e¦= 1,6* 10^-19Кл.

Второй закон Фарадея - согласно второму закону Фарадея, при определённом количестве прошедшего электричества отношения масс прореагировавших веществ равно отношению их химических эквивалентов:

?m₁/A₁ =?m₂/A₂=?m₃/A₃=const

Химический эквивалент элемента, равен  отношению части массы элемента, которая присоединяет или замещает в химических соединениях одну атомную  массу водорода или половину атомной  массы кислорода, к 1/12 массы атома  С¹². Понятие “ химический эквивалент” применимо и к соединениям. Так, химический эквивалент кислоты численно равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода), химический эквивалент основания - его молярная массе, деленной на кислотность (у неорганического основания - на число гидроксильных групп), химический эквивалент соли - ее молярной массе, деленной на сумму зарядов катионов или анионов.

Законы Фарадея справедливы  как для растворов, так и для  расплавов и применимы к обоим  электродам. Количество электричества, необходимое для образования 1 экв. любого вещества, одинаково для всех веществ; оно равно 96 485 Кл и называется числом Фарадея или постоянной Фарадея (фундаментальная физическая константа). Эта закономерность широко применяется  на практике. Исходя из количества затраченного электричества, можно рассчитать массу  или толщину металлического покрытия, образующегося при гальваностегии, и наоборот, задав толщину покрытия, можно оценить, какое количество электричества для этого потребуется. Законы Фарадея лежат в основе работы вольтметра и приборов, предназначенных  для измерения силы постоянного  тока.

1.1 Материалы электродов

Электродами могут служить многие металлы, графит и некоторые окислы, обладающие электронной или дырочной проводимостью. При прохождении  постоянного тока на катоде накапливаются  электроны, которые ассимилируются ионами или молекулами, содержащимися  в растворе; на аноде ионы, атомы  или молекулы отдают электроны. На катоде могут выделяться газообразные, твердые  нерастворимые или растворимые  в электролите вещества. Водород  при электролитическом выделении  способен растворяться в некоторых  металлах (платина, палладий, железо, никель). Если катодом служат окислы железа, свинца и других металлов, то они  восстанавливаются атомарным водородом  до свободных металлов. При анодной  реакции в первую очередь окисляется вещества с более отрицательным  окислительным потенциалом. Если продукты окисления анода нерастворимы, на нем может образоваться пассивирующая  окисная или солевая пленка, в  результате чего потенциал анода  смещается в положительную сторону  и становится возможным окисление  одного из веществ, содержащихся в растворе.

Металлические аноды могут быть: а) нерастворимыми или инертными (Pt, Au, Ir, графит или уголь и др.), при  электролизе они служат лишь передатчиками  электронов; б) растворимыми (активными); при электролизе они окисляются.

При прохождении переменного тока через электролизер полярность электродов периодически меняется, что приводит к чередованию на одном и том же электроде процессов окисления и восстановления. В этом случае продукты электролиза взаимодействуют между собой или превращаются электрохимическим путем а исходные вещества. Поэтому переменный ток в электролизе не применяется.

Выбирая материал для катода, учитывают способность металла поглощать водород, коррозионную стойкость его, а также влияние на скорость реакции восстановления.

Сложнее обстоит дело с выбором материала для анода, поскольку он способен окисляться. Анод не будет растворяться, если его окислительный потенциал больше, чем у веществ, содержащихся в растворе; вещество анода должно труднее окисляться, чем вещество, которое желательно окислить. Наиболее трудно окисляются платина, золото, серебро, графит. При электрорафинировании и электрополировке (полировка металла с применением электроэнергии), гальванопластике и гальваностегии аноды изготавливают из того же металла, какой восстанавливается на катоде. Тогда вещество анода окисляется и в виде катионов переходит в раствор. Катионы, достигая катода, восстанавливаются на нем снова до металла. Окислительные потенциалы фтора, марганцовокислого калия, двуокиси свинца, перекиси водорода, надсерной кислоты более положительны, чем потенциалы остальных веществ, из которых можно было бы изготовить аноды. Казалось бы, что эти вещества электролизом получить нельзя. Однако возможны случаи, когда па поверхности анода при электролизе образуются нерастворимые соединения, которые пассивируют анод и делают его инертным (образование окислых пленок на нержавеющих сталях, хроме, никеле, а также пленки из хлористого серебра на серебре при электролизе, растворов хлоридов).

1.2 Процессы, происходящие на катоде и аноде

В растворах и расплавах различных  электролитов имеются разноименные по знаку ионы, т.е. катионы и анионы, которые находятся в хаотическом  движении. Но если в такой расплав  электролита, например расплав хлорида  меди NaCl, опустить электроды и пропускать постоянный электрический ток, то катионы Na+ будут двигаться к катоду, а  анионы Cl- -- к аноду.

На катоде электролизера происходит процесс восстановления катионов Na+ электронами внешнего источника  тока:

Na+ + e- = Na0

На аноде идет процесс окисления  анионов хлора, причем отрыв избыточных электронов от Cl- осуществляется за счет энергии внешнего источника тока:

Cl- - e- = Cl0

Выделяющиеся электронейтральные атомы хлора соединяются между  собой, образуя молекулярный хлор:

Cl + Cl = Cl2

который и выделяется на аноде. Суммарное  уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl --> 2Na+ + 2Cl- --электролиз--> 2Na0 + Cl20

Окислительно-восстановительное действие электрического тока может быть во много раз сильнее действия химических окислителей и восстановителей. Меняя напряжение на электродах, можно  создать почти любой силы окислители и восстановители, которыми являются электроды электролитической ванны  или электролизера.

Так, при электролизе расплава хлорида  меди (II) электродные процессы могут  быть выражены полуреакциями:

на катоде (-) Сu²⁺ + 2e ? Cu⁰ - катодное восстановление

на аноде (+) 2 Cl- - 2e ? Cl₂ - анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой  сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится  уравнением:

Cu²⁺ + 2 Cl- ? Cu + Cl₂

При электролизе щелочей и солей  оксокислот на аноде выделяется кислород:

4 OH- - 4e ? 2 H₂O + O₂

2 SO₄^2- - 4e ? 2 SO₃ + O₂

1.3 Электролиты

Электролиты - вещества, в которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрического тока (ионную проводимость). Электролиты также называют проводниками второго рода. В узком смысле слова электролиты, вещества, молекулы которых в растворе вследствие электролитической диссоциации распадаются на ионы. Различают электролиты твердые, растворы электролитов и ионные расплавы. Растворы электролитов часто также называют электролитами. В зависимости от вида растворителя различают электролиты водные и электролиты неводные. Особый класс составляют высокомолекулярные электролиты - полиэлектролиты.

Электролиты твердые - вещества, в которых электропроводность осуществляется движением ионов одного знака катионами или анионами. Ионы передвигаются по свободным позициям в структуре вещества, разделенным невысокими потенциальными барьерами (0,1-0,5 эВ). Количество позиций, которые могут занимать ионы проводимости, намного больше количества самих ионов. Кроме того, эти позиции могут различаться по степени заселенности ионами.

Растворы электролитов, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного вещества. Растворитель (чистый или смешанный) обычно в сколько-нибудь значительной степени не диссоциирован. Раствор электролита обладают способностью проводить электрический ток и относятся к проводникам второго рода. Благодаря увеличению общего числа частиц коллигативные, свойства бесконечно разбавленных растворов электролитов (т. е. свойства, зависящие только от концентрации растворенного вещества, но не от его природы), существенно отличаются от тех же свойств растворов не электролитов. Наличием ионов обусловлены также классификация растворов электролита особенности теоретических подходов в сравнении с другими классами растворов. Наиболее изучены водные растворы электролита играющие важную роль во многих биологических, геологических и технических процессах

Расплавы жидкости при температурах, относительно далеких от критической точки, т.е. ближе к температуре плавления. Природа расплавов определяется в основном типом химических связей. Различают металлические расплавы, ионные, полупроводниковые с ковалентными связями между атомами, органические, высокополимерные и др. По типу химических соединений говорят о солевых расплавах оксидных, оксидно-силикатных (шлаковых) и др.

1.3.1 Электролиз  водных растворов

Может проходить как без участия, так и с участием молекул воды, в которой растворен электролит. В качестве примера рассмотрим:

а) электролиз водного раствора хлорида  меди (II) - CuCl₂.

На катоде (-) осаждается чистая медь, на аноде (+) выделяется это хлор.

В водном растворе CuCl₂ диссоциирует на ионы:

CuCl₂ - Cu²⁺ + 2Cl^-

К катоду движется катион меди, принимает  два электрона, то есть восстанавливается  с образованием меди. К аноду движется хлорид-анион, отдает свой электрон, то есть окисляется с образование атомов, а затем и молекул хлора. В  виде химических уравнений процесс  записывается так:

Электролиз раствора соли CuCl₂:

CuCl₂ - Cu²⁺ + 2Cl^-

Катод (-) Анод (+)

Cu²⁺ + 2з ? Cu⁰ Cl^- - 1з ? Cl⁰

2Cl⁰ > Cl₂ ^

^{электролиз}

CuCl₂ ===== Cu + Cl₂ ^

Таким образом, в электролизе  раствора CuCl2 не принимают участие молекулы воды.

б) электролиз водного раствора сульфата меди (II) - CuSO₄.

На катоде (-) выделяется и осаждается чистая медь, на аноде (+) выделяется кислород. В водном растворе CuSO₄ диссоциирует на ионы:

CuSO₄ - Cu²⁺ + SO₄^2-

К катоду движется катион меди, принимает два электрона и  восстанавливается с образованием меди. К аноду движется сульфат-анион. Но: анионы кислородсодержащих кислот на аноде не окисляются, а вместо них окисляются молекулы воды с образованием молекулярного кислорода и катионов водорода. Что же остается в растворе? Сульфат-анионы и катионы водорода, которые могут образовать молекулы серной кислоты.

В кратком виде процесс  записывается так:

Электролиз раствора соли CuSO₄

CuSO₄ - Cu²⁺ + SO₄^2-

катод (-) анод (+)

Cu²⁺ + 2з ? Cu⁰ 2H₂O - 4з ? 4H⁺ + O₂ ^

В растворе: H⁺, SO₄^2-

_{электролиз}

2CuSO₄ + 2H₂O ====== 2Cu + O₂ ^ + 2H₂SO₄

в) электролиз водного раствора бромида натрия - NaBr.

На катоде (-) выделяется водород. На аноде (+) выделяется бром.