Презентация на тему: Электродные потенциалы и электродвижущие силы

Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Стандартный водородный электрод сравнения
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Уравнение Нернста
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Классификация ХИТ
По типу используемого электролита химические источники тока делятся на
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Свинцово-кислотный аккумулятор — наиболее распространенный на сегодняшний день тип аккумуляторов, изобретен в 1859 году французским физиком Гастоном Планте.
Химическая реакция:
Устройство
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Литий-ионный аккумулятор
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Литий-ионный аккумулятор
Характеристики
Недостатки
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
электролиз
Электролизом называют процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника.
Электролиз растворов
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Для выбора наиболее вероятного процесса на катоде и аноде при электролизе растворов с использованием инертного (нерастворимого) анода используют следующие
2. На катоде образуются :
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
первый закон Фарадея
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Второй закон Фарадея
Объединенный закон Фарадея:
ВЫХОД ВЕЩЕСТВА ПО ТОКУ
Коррозия металлов
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Химическая коррозия
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электрохимическая коррозия
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Механизм электрохимической коррозии
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Пример 1. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворе. Составьте электронные уравнения анодного и
Пример 1. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с железом в нейтральном и кислом растворе. Составьте электронные уравнения анодного и
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ
Все методы защиты условно делятся на следующие группы:
Легирование металлов
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Защитные покрытия
а) Металлические покрытия.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Электрохимическая защита ( протекторная )
Катодная защита
Изменение свойств коррозионной среды.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
Защита от коррозии блуждающими токами.
Электродные потенциалы и электродвижущие силы.
1/80
Средняя оценка: 4.1/5 (всего оценок: 59)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (476 Кб)
1

Первый слайд презентации: Электродные потенциалы и электродвижущие силы

Если процессы окисления и восстановления пространственно разделить, то любую окислительно-восстановительную реакцию можно использовать для получения электрической энергии. Такие устройства называют химическими источниками тока (ХИТ).

Изображение слайда
2

Слайд 2

Гальванический элемент (ГЭ) Даниэля-Якоби

Изображение слайда
3

Слайд 3

Схема двойного электрического слоя (а) и (б); распределение заряда в объеме электролита (в)

Изображение слайда
4

Слайд 4

СХЕМА ГАЛЬВАНИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА ДАНИЭЛЯ-ЯКОБИ (-) Zn|ZnSO 4 ||CuSO 4 |Cu (+) Zn – анод (электрод, на котором протекает процесс окисления) ; С u – катод (электрод, на котором протекает процесс восстановления) Токообразующая реакция : Zn + Cu +2 = Cu + Zn +2

Изображение слайда
5

Слайд 5

ПРОЦЕССЫ, ПРОТЕКАЮЩИЕ ПРИ РАБОТЕ ГЭ 1. ОКИСЛЕНИЕ НА АНОДЕ : Zn 0 – 2 е - = Zn +2 2. ВОССТАНОВЛЕНИЕ НА КАТОДЕ : С u +2 + 2e - = С u 0 3. ДВИЖЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ ПО ВНЕШНЕЙ ЦЕПИ ОТ АНОДА К КАТОДУ 4. НАПРАВЛЕННОЕ ДВИЖЕНИЕ ИОНОВ В РАСТВОРЕ : КАТИОНОВ - К КАТОДУ ; АНИОНОВ – К АНОДУ

Изображение слайда
6

Слайд 6

Электродвижущая сила гальванического элемента Максимальное значение напряжения ГЭ, соответствующее обратимому протеканию процесса, называется электродвижущей силой (э.д.с.) ГЭ Е = φ катода – φ анода, где φ – потенциал металлического электрода

Изображение слайда
7

Слайд 7

Связь полезной работы, которую может совершить ток с Е : A = nFE, где F – число Фарадея = 96500 Кл (А·с) ; n - число электронов, участвующих в окислительно-восстановительной реакции При Р,Т = const : Δ G = - nFE, где Δ G - энергия Гиббса Δ G = - RT ln К равн, отсюда RT ln K равн = nFE

Изображение слайда
8

Слайд 8: Стандартный водородный электрод сравнения

Электродный потенциал водородного электрода принят равным нулю; поэтому электродный потенциал, который требуется измерить, равен наблюдаемой ЭДС элемента Е, состоящего из испытуемого полуэлемента и водородного электрода сравнения E = Ex - 0 = Ex. 1 - сосуд, 2 - платиновый электрод, 3 - стеклянная трубка, 4, 8 - краны, 5 - трубка для ввода водорода, 6 - гидравлический затвор, 7 - сифон.

Изображение слайда
9

Слайд 9

Электродная полуреакция Ео,В Электродная полуреакция Ео, В Li + ( водн.) + 1e- = Li ( тв.) -3.05 2 H + (водн.) + 2 e - = H 2 (г.) 0.000 K + (водн.) + 1 e - = K (тв.) -2.92 Cu 2+ (водн.) + 2 e - = С u (тв.) +0.337 Ca 2+ ( водн.) + 2e- = Ca ( тв.) -2.87 Cu 2+ (водн.) + e - = С u + (водн.) +0.153 Na + ( водн.) + e- = Na ( тв.) -2.71 O 2 ( г.) + 2H 2 O( ж.)+ 4e- = 4OH - ( водн.) +0.40 Mg 2+ ( водн.) + 2e- = Mg ( тв.) -2.37 Hg 2+ ( водн.) + 2e- = Hg ( ж.) +0.789 Al 3+ ( водн.) + 3e- = Al ( тв.) -1.66 Ag + ( водн.) + e- = Ag ( тв.) +0.799 Mn 2+ ( водн.) + 2e- = Mn ( тв.) -1.18 Pd 2+ ( водн.) + 2e- = Pd ( тв.) +0,99 Zn 2+ ( водн.) + 2e- = Zn ( тв.) -0.76 Pt 2+ ( водн.) + 2e- = Pt ( тв.) +1,19 Cr 3+ (водн.) + 3 e - = Cr (тв.) -0.74 O 2 ( г.) + 4H + ( водн.) + 4e- = 2H 2 O( ж.) +1.23 Fe 2+ ( водн.) + 2e- = Fe ( тв.) -0.44 Cl 2 ( г.) + 2e- = 2Cl - ( водн.) +1.359 Cd 2+ (водн.) + 2 e - = Cd (тв.) -0.40 Au 3+ ( водн.) + 3e- = Au ( тв.) +1,50 Ni 2+ ( водн.) + 2e- = Ni ( тв.) -0.28 Au + ( водн.) + e- = Au ( тв.) +1,69 Sn 2+ (водн.) + 2 e - = Sn (тв.) -0.136 F 2 (г.) + 2 e - = 2 F - (водн.) +2.87

Изображение слайда
10

Слайд 10: Уравнение Нернста

где R - универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль*K); T -абсолютная температура; F - число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; n -число молей электронов, участвующих в процессе.

Изображение слайда
11

Слайд 11

формулу Нернста подставить числовые значения констант R и F и перейти от натуральных логарифмов к десятичным (ln N = 2,303lg N ), то при T=298K получим

Изображение слайда
12

Слайд 12

Задача. Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы своих солей с концентрацией 0,1 моль/л.

Изображение слайда
13

Слайд 13

Решение. Выберем табличное значение стандартного электродного потенциала цинка, который равен: Е 0 Zn / Zn 2+ = - 0.76 В и железа Е 0 Fe / Fe 2+ = -0,4 4 В. Схема гальванического элемента: -( A ) Zn / Zn 2+,10 -1 моль/л // Fe 2+,10 -1 моль/л / Fe ( K ) +, электродные реакции: А: Zn 0 – 2 е → Zn 2+ (окисление) К: Fe 2+ + 2 е → Fe 0 (восстановление)

Изображение слайда
14

Слайд 14

= + =-0,76 +0,0295 lg 10 -1 = -0, 789 5 В =-0.44 + 0.0295 lg10 -1 =-0.4695 B ЭДС (Е) гальванического элемента равна: Е = - = -0, 4695 – (-0, 7895 )=0,32 В = + = =

Изображение слайда
15

Слайд 15: Классификация ХИТ

1. гальванические элементы (первичные ХИТ), которые из-за необратимости протекающих в них реакций, невозможно перезарядить; 2. электрические аккумуляторы (вторичные ХИТ) — перезаряжаемые гальванические элементы, которые с помощью внешнего источника тока ( зарядного устройства ) можно перезарядить; 3. топливные элементы (электрохимические генераторы) — устройства, подобные гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне, а продукты реакций удаляются из него, что позволяет ему функционировать непрерывно.

Изображение слайда
16

Слайд 16: По типу используемого электролита химические источники тока делятся на

кислотные (например свинцово-кислотный аккумулятор, свинцово-плавиковый элемент ), щелочные (например ртутно-кадмиевый элемент, никель-цинковый аккумулятор ), солевые (например, марганцево-магниевый элемент, цинк-хлорный аккумулятор ).

Изображение слайда
17

Слайд 17

Тип элемента Катод Электролит Анод Напря-жение,В Марганцево-цинковый MnO 2 KOH Zn 1.56 Марганцево-оловянный MnO 2 KOH Sn 1.65 Марганцево-магниевый MnO 2 MgBr Mg 2.00 Свинцово-цинковый PbO 2 H 2 SO 4 Zn 2.55 Свинцово-кадмиевый PbO 2 H 2 SO 4 Cd 2.42 Свинцово-хлорный PbO 2 HClO 4 Pb 1.92 Ртутно-кадмиевый HgO 2 KOH Cd 1.92 Хром-цинковый K 2 Cr 2 O 7 H 2 SO 4 Zn 1.8 — 1.9

Изображение слайда
18

Слайд 18: Свинцово-кислотный аккумулятор — наиболее распространенный на сегодняшний день тип аккумуляторов, изобретен в 1859 году французским физиком Гастоном Планте

Изображение слайда
19

Слайд 19: Химическая реакция:

Принцип действия Принцип работы свинцово-кислотных аккумуляторов основан на электрохимических реакциях свинца и диоксида свинца в сернокислотной среде. Во время разряда происходит восстановление диоксида свинца на катоде и окисление свинца на аноде. При заряде протекают обратные реакции, к которым в конце заряда добавляется реакция электролиза воды, сопровождающаяся выделением кислорода на положительном электроде и водорода — на отрицательном. Катод : Анод :

Изображение слайда
20

Слайд 20: Устройство

Элемент свинцово-кислого аккумулятора состоит из положительных и отрицательных электродов, сепараторов (разделительных решеток) и электролита. Положительные электроды представляют собой свинцовую решётку, а активным веществом является окись свинца (PbO 2 ). Отрицательные электроды также представляют собой свинцовую решётку, а активным веществом является губчатый свинец (Pb).

Изображение слайда
21

Слайд 21

На практике в свинец решёток добавляют сурьму в количестве 1-2 % для повышения прочности. Электроды погружены в электролит, состоящий из разбавленной серной кислоты (H 2 SO 4 ). Наибольшая проводимость этого раствора при комнатной температуре (что означает наименьшее внутреннее сопротивление и наименьшие внутренние потери) достигается при его плотности 1,26 г/см 3. Однако на практике, часто в районах с холодным климатом применяются и более высокие концентрации серной кислоты, до 1,29 −1,31 г/см 3. (Это делается потому, что при разряде свинцово-кислотного аккумулятора плотность электролита падает, и температура его замерзания, т.о, становится выше, разряженный аккумулятор может не выдержать холода.) В новых версиях свинцовые пластины (решетки) заменяют вспененным карбоном, покрытым тонкой свинцовой пленкой, а жидкий электролит может быть желирован силикагелем до пастообразного состояния.

Изображение слайда
22

Слайд 22

Параметры Удельная энергоемкость ( Вт·ч / кг ): около 30-40 Вт·ч/кг. Удельная энергоплотность (Вт·ч/ дм ³): около 60-75 Вт·ч/дм³. ЭДС: 2,1 В. Рабочая температура: от минус 40 до плюс 40

Изображение слайда
23

Слайд 23

Хранение Свинцово-кислотные аккумуляторы необходимо хранить в заряженном состоянии. Хранение аккумуляторов при температуре выше 30 °C не рекомендуется. Хранение свинцово-кислотных аккумуляторов в разряженном состоянии приводит к быстрой потере ее работоспособности.

Изображение слайда
24

Слайд 24: Литий-ионный аккумулятор

Литий-ионный аккумулятор (Li-ion) — тип электрического аккумулятора, широко распространённый в современной бытовой электронной технике. В настоящее время это самый популярный тип аккумуляторов в таких устройствах как сотовые телефоны, ноутбуки, цифровые фотоаппараты. Более совершенная конструкция литий-ионного аккумулятора называется литий-полимерным аккумулятором. Первый литий-ионный аккумулятор разработала корпорация Sony в 1991 году.

Изображение слайда
25

Слайд 25

При заряде литий-ионных аккумуляторов протекают следующие реакции: на положительных пластинах: LiCoO 2 → Li 1-x CoO 2 + xLi + + xe - на отрицательных пластинах: С + xLi + + xe- → CLi x При разряде протекают обратные реакции.

Изображение слайда
26

Слайд 26: Литий-ионный аккумулятор

Изображение слайда
27

Слайд 27: Характеристики

Энергетическая плотность: 110... 160 Вт.ч / кг Внутреннее сопротивление: 150... 250 мОм (для батареи 7,2 В) Число циклов заряд/разряд до потери ёмкости на 80%: 500-1000 Время быстрого заряда: 2-4 часа Допустимый перезаряд: очень низкий Саморазряд при комнатной температуре: 10% в месяц Напряжение в элементе: 3,6 В Диапазон рабочих температур: -20 - +60 °С

Изображение слайда
28

Слайд 28: Недостатки

Li-ion аккумуляторы могут быть опасны при разрушении корпуса аккумулятора, и при неаккуратном обращении могут иметь более короткий жизненный цикл в сравнении с другими типами аккумуляторов. Глубокий разряд полностью выводит из строя литий-ионный аккумулятор. Попытки заряда таких аккумуляторов могут повлечь за собой взрыв.

Изображение слайда
29

Слайд 29

Оптимальные условия хранения Li-ion-аккумуляторов достигаются при 70%-ом заряде от ёмкости аккумулятора. Li-ion аккумулятор подвержен старению (если он не используется: уже через два года аккумулятор теряет большую часть своей ёмкости).

Изображение слайда
30

Слайд 30

На катализаторе анода молекулярный водород диссоциирует и теряет электроны. Протоны проводятся через мембрану к катоду, но электроны отдаются во внешнюю цепь, так как мембрана не пропускает электроны. На катализаторе катода, молекула кислорода соединяется с электроном (который подводится из внешних коммуникаций) и пришедшим протоном, и образует воду, которая является единственным продуктом реакции (в виде пара и/или жидкости ).

Изображение слайда
31

Слайд 31: электролиз

Изображение слайда
32

Слайд 32: Электролизом называют процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника

При электролизе химическая реакция осуществляется за счет энергии электрического тока, подводимой извне, в то время как при работе гальванического эле­мента энергия самопроизвольно протекающей в нем химической реакции превращается в электрическую энергию. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую (процесс не самопроизвольный G > 0 в отличие от процессов, протекающих в гальванических элементах).

Изображение слайда
33

Слайд 33: Электролиз растворов

Изображение слайда
34

Слайд 34

Li K Ba Ca Na Mg Al Ti Mn Zn Cr Fe Cd Ni Mo Sn Pb H Sb Bi Cu Ag Hg Pt Au окислительные способности элементов возрастают восстановительные способности элементов возрастают Трудно разряжаемые металлы (активные «неблагородные» металлы) Е 0 < -1, 2 В Менее активные металлы -1, 2 B < Е 0 < 0,0 B Легко разряжаемые металлы (Благородные металлы) Е 0 >0,0 B Продукты электролиза в водных растворах Только водород Металлы и водород Только металлы

Изображение слайда
35

Слайд 35: Для выбора наиболее вероятного процесса на катоде и аноде при электролизе растворов с использованием инертного (нерастворимого) анода используют следующие правила :

1. На аноде образуются : а) при электролизе растворов, содержащих анионы F –, SO 4 -2, NO 3 -, PO 4 -3, OH – – газообразный O 2 ; б) при окислении анионов С l –, В r –, I – – соответственно газообразные С l 2, В r 2, I 2.

Изображение слайда
36

Слайд 36: 2. На катоде образуются :

а) при электролизе растворов, содержащих ионы, расположенные в ряду напряжений левее А l 3+, – газообразный Н 2 ; б) если ионы расположены в ряду напряжений правее водорода – чистые металлы; в) если ионы расположены в ряду напряжений между А l 3+ и H +, то на катоде могут протекать конкурирующие процессы – восстановление как чистых металлов, так и газообразного водорода; г) если водный раствор содержит катионы различных металлов, то их восстановление протекает в порядке уменьшения величины стандартного электродного потенциала (справа налево по ряду напряжений металлов).

Изображение слайда
37

Слайд 37

В случае использования активного (растворимого) анода (из меди, серебра, цинка, никеля, кадмия) анод сам подвергается окислению (растворяется) и на катоде кроме катионов металла соли и ионов водорода восстанавливаются катионы металла, полученные при растворении анода.

Изображение слайда
38

Слайд 38

Электролиз раствора хлорида меди( II )

Изображение слайда
39

Слайд 39

Последовательность действий Выполнение действий составить уравнение диссоциации соли CuCl 2 = Cu 2+ + 2 Cl - выбрать ионы, которые будут разряжаться на электродах (согласно изложенным выше правилам) ионы меди в растворе восстанавливаются. На аноде в водном растворе ионы хлора окисляются составить схемы процессов восстановления и окисления К- : Cu 2+ + 2 e = Cu 0 А+ : 2Cl - - 2e= Cl 2 0 составить уравнение электролиза водного раствора соли CuCl 2 =Cu 0 + Cl 2 0

Изображение слайда
40

Слайд 40

Схема электролиза водного раствора сульфата меди (II) с использованием инертных электродов : Cu SO 4 = Cu 2+ + SO 4 -2 ионы меди в растворе восстанавливаются. На аноде в водном растворе сульфат-ионы не окисляются, поэтому окисляется вода. К : Cu 2+ + 2 e = Cu 0 А : Н 2 О – 4 e = 4Н + + О 2 2 CuSO 4 +2Н 2 О = 2 Cu 0 ↓ + О 2 0 + 2Н 2 SO 4 Схема электролиза водного раствора хлорида натрия с использованием инертных электродов : NaCl = Na + + Cl - ионы натрия в растворе не восстанавливаются, поэтому идет восстановление воды. Ионы хлора окисляются К- : Н 2 О + 4e = Н 2 + 2ОН - А+: 2Cl - - 2e= Cl 2 0 NaCl+ 2Н 2 О = H 2 0 ↑ + Cl 2 0 ↑ + Na ОН

Изображение слайда
41

Слайд 41

Схема электролиза водного раствора хлорида цинка с использованием инертных электродов ZnCl 2 = Zn + 2 + 2Cl - Н 2 О = Н + + ОН - ионы цинка в растворе восстанавливаются (основной процесс) совместно с восстановлением протонами водорода (побочный процесс). Ионы хлора окисляются К : Zn 2+ + 2 e = Zn 0 К: 2Н + + 2e= Н 2 А: 2Cl - - 2e= Cl 2 0 ZnCl 2 +2Н 2 О = Zn 0 ↓ + H 2 0 ↑ + Cl 2 0 ↑ Схема электролиза водного раствора сульфата меди(II) с использованием растворимого медного электрода : Cu SO 4 = Cu 2+ + SO 4 -2 Ионы меди в растворе восстанавливаются. На аноде в водном растворе окисляется металлический медный электрод, сульфат-ионы не окисляются К : Cu 2+ + 2 e = Cu 0 А : Cu 0 - 2 e = Cu 2+

Изображение слайда
42

Слайд 42: ЗАКОНЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА

Масса вещества, выделившегося на электроде при прохождении по раствору электролита электрического тока, прямо пропорциональна количеству пропущенного электричества. m = k · Q где m - масса выделившегося вещества, k – коэффициент пропорциональности, называемый электрохимической эквивалентной массой, Q – количество электричества, выраженное в единицах заряда (Кл = А·ч, либо в А·ч).

Изображение слайда
43

Слайд 43: первый закон Фарадея

количеств o электричества Q это произведение силы электрического тока (А) на время t затраченного на электролиз (с),

Изображение слайда
44

Слайд 44

1 F = = 6.02·10 23 ·1.6·10- 19 = 96500 Кл = 26,8 А·ч 1 F =96500 Кл = 26,8 А·ч

Изображение слайда
45

Слайд 45: Второй закон Фарадея

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 С 12. где m 1 – масса вещества (1) образовавшегося или подвергнутого превращению вещества: m экв ( 1 ) - его эквивалентная масса; m 2 – масса вещества (2) образовавшегося, m экв ( 2 ) - его эквивалентная масса;

Изображение слайда
46

Слайд 46: Объединенный закон Фарадея:

где m – масса образовавшегося или подвергнутого превращению вещества: m экв. - его эквивалентная масса; I – сила тока, t - время в секундах, F = 96500 Кл – число Фарадея, (или t - время в часах, то F = 26,8 А·ч); ВТ – выход по току. Масса электролита, подвергшаяся превращению при электролизе, а также масса образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через электролит, и эквивалентным массам соответствующих веществ.

Изображение слайда
47

Слайд 47: ВЫХОД ВЕЩЕСТВА ПО ТОКУ

Изображение слайда
48

Слайд 48: Коррозия металлов

Изображение слайда
49

Слайд 49

Изображение слайда
50

Слайд 50

Коррозия — это разрушение металлов в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой. При этом металлы окисляются и образуются продукты коррозии, состав которых зависит от условий коррозии.

Изображение слайда
51

Слайд 51

Коррозия — самопроизвольный процесс и соответственно протекает с уменьшением энергии Гиббса системы. Химическая энергия реакции коррозионного разрушения металлов выделяется в виде теплоты и рассеивается в окружающем пространстве.

Изображение слайда
52

Слайд 52: Химическая коррозия

Химическая коррозия, характерна для сред, не проводящих электрический ток. При химической коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды. По условиям протекания коррозионного процесса различают: а) газовую коррозию — в газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах. Примером газовой коррозии может служить окисление металла кислородом воздуха при высоких тем­пературах; б) коррозию в неэлектролитах — агрессивных органических жидкостях, таких, как сернистая нефть и др.

Изображение слайда
53

Слайд 53

Уравнение реакции окисления металлов кислородом можно записать в общем виде:

Изображение слайда
54

Слайд 54: Электрохимическая коррозия

Электрохимическая коррозия характерна для сред, имеющих ионную проводимость. При электрохимической коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя.

Изображение слайда
55

Слайд 55

Электрохимическая коррозия может протекать: а) в электролитах — в водных растворах солей, кислот, щелочей, в морской воде; б) в атмосфере любого влажного газа; в) в почве.

Изображение слайда
56

Слайд 56

Электроны в процессе коррозии не выходят из корродирующего металла, а двигаются внутри металла. Химическая энергия реакции окисления металла передается не в виде работы, а лишь в виде теплоты. Окислители играют двойную роль в коррозионных процессах.

Изображение слайда
57

Слайд 57: Механизм электрохимической коррозии

Коррозия металлов в средах, имеющих ионную проводимость, протекает через анодное окисление металлов А: Me 0 - ne = Me n + и катодное восстановление окислителя ( Ox ) К: Ox + ne = Red

Изображение слайда
58

Слайд 58

Наиболее часто при коррозии наблюдается восстановление молекул кислорода: а) в нейтральной или щелочной среде: ; б )в кислой среде: ; и выделение водорода в кислой среде:,

Изображение слайда
59

Слайд 59

Ионы или молекулы, которые восстанавливаются на катоде, называются деполяризаторами. При атмосферной коррозии - коррозия во влажном воздухе при комнатной температуре - деполяризатором является кислород ( коррозия с кислородной деполяризацией ). Коррозия с участием ионов водорода называется коррозией с выделением водорода (коррозия с водородной деполяризацией ).

Изображение слайда
60

Слайд 60: Пример 1. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с кадмием в нейтральном и кислом растворе. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Решение. Цинк имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал (Е 0 =-0,763 В), чем кадмий (Е 0 = -0,403 В), поэтому он является анодом, а кадмий – катодом, возникает микрогальванопара: (А) Zn / среда / Cd (К)

Изображение слайда
61

Слайд 61: Пример 1. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с железом в нейтральном и кислом растворе. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Решение. Цинк имеет более отрицательный стандартный электродный потенциал (Е 0 =-0,76 В), чем железо (Е 0 = -0,44 В), поэтому он является анодом, а железо – катодом, возникает микрогальванопара: (А) Zn / среда / Fe (К)

Изображение слайда
62

Слайд 62

ЭДС системы равна разности потенциалов окислителя и восстановителя: Е = - = -, Чем больше разность потенциалов, тем быстрее протекает коррозия, т.к. возрастает энергия Гиббса: G = - E ∙ n ∙ F, где Е - ЭДС (Е) элемента в [В]; n – число электронов, принимающих участие в электродном процессе, F = 96500 Кл/моль=96500 Дж/моль В – число Фарадея. Если ЭДС элемента имеет положительное значение (Е>0), то коррозия возможна, т.к. G < 0, а процесс протекает самопроизвольно.

Изображение слайда
63

Слайд 63

Анодный процесс: А: Zn 0 + 2 e = Zn 2+ Катодный процесс: а) в кислой среде 2Н + + 2e= Н 2 б) в нейтральной среде 2Н 2 О + О 2 + 4 e = 4НО - а) В кислой среде образуется соль цинка и газообразный водород б) Так как ионы Zn 2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то продуктом коррозии в нейтральной среде будет Zn (ОН) 2.

Изображение слайда
64

Слайд 64: ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ

Коррозию металлов можно затормозить изменением потенциала металла, пассивированием металла, снижением концентрации окислителя, изоляцией поверхности металла от окислителя, изменением состава металла и др. Выбор способа определяется его эффективностью, а также экономической целесообразностью.

Изображение слайда
65

Слайд 65: Все методы защиты условно делятся на следующие группы:

а) легирование металлов; б) защитные покрытия (металлические, неметаллические); в) электрохимическая защита; г) изменение свойств коррозионной среды; д) рациональное конструирование изделий.

Изображение слайда
66

Слайд 66: Легирование металлов

- эффективный (хотя и дорогой) метод повышения коррозионной стойкости металлов. При легировании в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивацию металла. Пассивностью металла называется состояние его повышенной коррозионной устойчивости, вызванное торможением анодного процесса.

Изображение слайда
67

Слайд 67

В качестве таких компонентов применяют хром, никель, вольфрам и др. К коррозионностойким сплавам, например, относятся нержавеющие стали, в которых легирующим компонентом служат хром, никель, и другие металлы. Содержание хром, кремний, молибдена (4-9%) улучшает жаропрочность стали, такие сплавы применяют в парогенераторо- турбостроении. Сплав, содержащий 9-12% хрома, применяет для изготовления турбин, деталей реактивных двигателей и т.п.

Изображение слайда
68

Слайд 68: Защитные покрытия

Защитные покрытия. Слои, искусственно создаваемые на поверхности металлических изделий и сооружений для предохранения их от коррозии, называются защитными покрытиями. Если наряду с защитой от коррозии покрытие служит также для декоративных целей, его называют защитно-декоративным. Выбор вида покрытия зависит от условий, в которых используется металл.

Изображение слайда
69

Слайд 69: а) Металлические покрытия

Материалами для металлических защитных покрытий могут быть как чистые металлы (цинк, кадмий, алюминий, никель, медь, хром, серебро и др.), так и их сплавы (бронза, латунь и др. П По характеру поведения металлических покрытий при коррозии их можно разделить на катодные и анодные.

Изображение слайда
70

Слайд 70

К катодным покрытиям относятся покрытия, потенциалы которых в данной среде имеют более положительное значение, чем потенциал основного металла. В качестве примеров катодных покрытий на стали можно привести Си, Ni, Ag. При повреждении покрытия (или наличии пор) возникает коррозионный элемент, в котором основной материал в поре служит анодом и растворяется, а материал покрытия — катодом, на котором выделяется водород или поглощается кислород. Следовательно, катодные покрытия могут защищать металл от коррозии лишь при отсутствии пор и повреждений покрытия.

Изображение слайда
71

Слайд 71

Металлические покрытия: анодное (оцинкованное железо) катодное (никелированное железо)

Изображение слайда
72

Слайд 72

Для получения металлических защитных покрытий применяются различные способы: электрохимический (гальванические покрытия); погружение в расплавленный металл, металлизация; Термодиффузионный; химический. Из расплава получают покрытие цинка (горячее цинкование ) и олова (горячее лужение ). химический способ получения металлических покрытий заключается в восстановлении соединений металла с помощью водорода, гидразина и других восстановителей.

Изображение слайда
73

Слайд 73

б) К органическим покрытиям относятся лакокрасочные покрытия, покрытия смолами, пластмассами, полимерными пленками, резиной. Лакокрасочные покрытия наиболее распространены и незаменимы. Лакокрасочное покрытие должно быть сплошным, беспористым, газо- и водонепроницаемым, химически стойким, эластичным, обладать высоким сцеплением с материалом, механической прочностью и твердостью. в) В качестве неорганических покрытий применяют неорганические эмали, оксиды металлов, соединения хрома, фосфора и др.

Изображение слайда
74

Слайд 74

Образование на поверхности металлических изделий защитных оксидных пленок в технике называют оксидированием. Так, например, процессы нанесения на сталь оксидных пленок иногда называют воронением, а электрохимическое оксидирование алюминия — анодированием. Фосфатные покрытия на стали получают из растворов ортофосфорной кислоты и ортофосфатов марганца или цинка (например, ZnHPO 4 + H 3 PO 4 ). При реакции образуется пористый кристаллический фосфат металла, хорошо сцепленный с поверхностью стали. Сами по себе фосфатные покрытия не обеспечивают достаточной защиты от коррозии. Их используют в основном в качестве подложки под краску, что повышает сцепление лакокрасочного покрытия со сталью и уменьшает коррозию в местах царапин.

Изображение слайда
75

Слайд 75: Электрохимическая защита ( протекторная )

осуществляется присоединением к защищаемой конструкции металла с более отрицательным значением электродного потенциала. Такие металлы называются протекторами. Вспомогательный электрод (анод) растворяется, на защищаемом сооружении (катоде) выделяется водород. Для их изготовления большей частью используют магний и его сплавы, цинк, алюминий. Наиболее применима электрохимическая защита в коррозионных средах с хорошей ионной электрической проводимостью.

Изображение слайда
76

Слайд 76: Катодная защита

Сущность катодной защиты заключается в том, что защищаемое изделие подключается к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, поэтому оно становится катодом, а анодом служит вспомогательный, обычно стальной электрод. Катодная поляризация используется для защиты от коррозии подземных трубопроводов, кабелей. Катодную защиту применяют также к шлюзовым воротам, подводным лодкам, водным резервуарам, морским трубопроводам и оборудованию химических заводов.

Изображение слайда
77

Слайд 77: Изменение свойств коррозионной среды

Для снижения агрессивности среды уменьшают концентрацию компонентов, опасных в коррозионном отношении. Например, в нейтральных средах коррозия обычно протекает с поглощением кислорода. Его удаляют деаэрацией (кипячение, барботаж инертного газа) или восстанавливают с помощью соответствующих восстановителей (сульфиты, гидразин и т. п.). Агрессивность среды может уменьшаться также при снижении концентрации ионов Н +, т. е. повышении рН (подщелачивании).

Изображение слайда
78

Слайд 78

Для защиты от коррозии широко применяют ингибиторы. Ингибитором называется вещество, при добавлении которого в среду, где находится металл, значительно уменьшается скорость коррозии металла. К анодным замедлителям нужно отнести замедлители окисляющего действия, например нитрит натрия NaN О 2, дихромат натрия Na 2 Cr 2 O 7. К катодным ингибиторам относятся органические вещества, содержащие азот, серу и кислород, например, диэтиламин, уротропин, формальдегид, тиокрезол.

Изображение слайда
79

Слайд 79: Защита от коррозии блуждающими токами

Токи, ответвляющиеся от своего основного пути, называются блуждающими. Источниками блуждающих токов могут быть различные системы и устройства, работающие на постоянном токе, например, железнодорожные пути электропоездов, заземления постоянного тока, установки для электросварки, электролизные ванны, системы катодной защиты и т. д. Коррозия металлов под влиянием электрического тока от внешнего источника называется электрокоррозией.

Изображение слайда
80

Последний слайд презентации: Электродные потенциалы и электродвижущие силы

Борьба с коррозией блуждающими токами заключается, прежде всего, в их уменьшении. Для электрифицированных железных дорог, у которых рельсы служат обратными проводами, это достигается поддержанием в хорошем состоянии электрических контактов между рельсами и увеличением сопротивления между рельсами и почвой.

Изображение слайда